Distribúcia je charakterizovaná nasledujúcimi pravidlami:

Pauliho princíp;

Gundovo pravidlo;

princíp najmenšej energie a Klechkovského pravidlo.

Autor: Pauliho princíp Atóm nemôže mať dva alebo viac elektrónov s rovnakou hodnotou všetkých štyroch kvantových čísel. Na základe Pauliho princípu môžete nastaviť maximálnu kapacitu každej energetickej úrovne a podúrovne.

	Podúroveň, ℓ	Označenie podúrovne	Magnetické kvantové číslo, m	Spin kvantové číslo,s
			3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

teda maximálny počet elektrónov na:

s -podúroveň - 2,

p - podúroveň - 6,

d -podúroveň - 10,

f -podúroveň - 14.

V rámci kvantovej úrovne n môže elektrón nadobudnúť hodnoty 2n 2 rôznych stavov, čo bolo stanovené empiricky pomocou spektrálnej analýzy.

Gundovo pravidlo : v každej podúrovni majú elektróny tendenciu obsadiť maximálny počet voľných energetických buniek, takže celkový spin má najväčšiu hodnotu.

Napríklad:

správne nesprávne nesprávne

3r 3:

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

Princíp najmenšej energie a Klechkovského pravidlo: elektróny primárne osídľujú kvantové orbitály s minimálnou energiou. Keďže energetická rezerva v atóme je určená hodnotou súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + ℓ), potom najskôr elektróny osídlia orbitály, pre ktoré je súčet (n + ℓ) najmenší.

Napríklad: súčet (n + ℓ) pre 3d podúroveň je n = 3, l = 2, teda (n + ℓ) = 5; pre 4s podúroveň: n = 4, ℓ = 0, teda (n + ℓ ) = 4. V tomto prípade sa najskôr vyplní podúroveň 4s a až potom podúroveň 3d.

Ak sú celkové energetické hodnoty rovnaké, potom je obsadená úroveň, ktorá je bližšie k jadru.

Napríklad: pre 3d: n=3, ℓ=2 , (n + ℓ) = 5 ;

pre 4p: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.

Pretože n = 3 < n = 4, 3d bude osídlené elektrónmi skôr ako 4 p.

teda postupnosť úrovní plnenia a podúrovní elektrónmi v atómoch:

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 …..

Elektronické vzorce

Elektronický vzorec je grafické znázornenie distribúcie elektrónov na úrovniach a podúrovniach v atóme. Existujú dva typy vzorcov:

pri písaní sa používajú iba dve kvantové čísla: n a ℓ. Hlavné kvantové číslo je označené číslom pred písmenovým označením podúrovne. Orbitálne kvantové číslo je označené písmenami s, p, d alebo f. Počet elektrónov je označený číslom ako exponentom.

Napríklad: +1H: 1s1; +4 Be: 1s 2 2s 2 ;

2 He: 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 .

Teda poradie

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 …..

grafický elektronický vzorec – používajú sa všetky 4 kvantové čísla – ide o rozloženie elektrónov v kvantových bunkách. Hlavné kvantové číslo je zobrazené vľavo, orbitálne - dole s písmenom, magnetické - počet buniek, spin - smer šípok.

Napríklad:

8 O:…2s 2 2p 4

Grafický vzorec sa používa na zápis iba valenčných elektrónov.

Zvážte kompiláciu elektronických vzorcov pre prvky podľa období.

Obdobie I obsahuje 2 prvky, v ktorých sú kvantová úroveň I a podúroveň s úplne obsadené elektrónmi (maximálny počet elektrónov na podúroveň je 2):

2 He: n=1 1s 2

Prvky, v ktorých je s-podúroveň vyplnená ako posledná, sú priradené s -rodina a zavolajte s -prvky .

Prvky obdobia II napĺňajú kvantovú úroveň II, podúrovne s a p (maximálny počet elektrónov v podúrovni p je 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

Prvky, v ktorých je p-podúroveň vyplnená ako posledná, sú priradené p-rodina a zavolajte p-prvky .

Prvky obdobia III začínajú tvoriť kvantovú úroveň III. Na a Mg osídľujú podúroveň 3s elektrónmi. Pre prvky od 13 Al do 18 Ar sa vyplní podúroveň 3p; Podúroveň 3d zostáva prázdna, pretože má vyššiu energetickú úroveň ako podúroveň 4s a nie je vyplnená pre prvky obdobia III.

3d-podúroveň sa začína napĺňať v prvkoch obdobia IV a 4d - v prvkoch obdobia V (v súlade so sekvenciou):

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

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

33 Ako: 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 s 2 4d 5

Prvky, v ktorých je d-podúroveň vyplnená ako posledná, sú priradené d -rodina a zavolajte d -prvky .

4f sa vypĺňa až po 57. prvku obdobia VI:

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

Populácia kvantovej hladiny V elektrónmi prebieha podobne ako v období IV. Takto je pozorovaná predtým uvedená sekvencia populácie úrovní a podúrovní elektrónmi:

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

populácia novej kvantovej hladiny elektrónmi vždy začína od s-podúrovne. Pre prvky daného obdobia sú elektrónmi osadené iba podúrovne s a p vonkajšej kvantovej úrovne;

populácia d-podúrovne je oneskorená o obdobie I; 3d-podúroveň sa vypĺňa pre prvky obdobia IV, 4d - podúroveň pre prvky obdobia V atď.;

elektrónová populácia f podúrovne je oneskorená o 2 periódy; Podúroveň 4f je osídlená prvkami obdobia VI, podúroveň 5f je obývaná prvkami obdobia VII atď.

Rozloženie elektrónov na energetických úrovniach vysvetľuje kovové, ako aj nekovové vlastnosti akýchkoľvek prvkov.

Elektronický vzorec

Existuje určité pravidlo, podľa ktorého sú voľné a spárované negatívne častice umiestnené na úrovniach a podúrovniach. Pozrime sa podrobnejšie na distribúciu elektrónov na energetických úrovniach.
V prvej energetickej hladine sú len dva elektróny. Naplnenie orbitálu nimi sa uskutočňuje so zvyšujúcou sa zásobou energie. Rozloženie elektrónov v atóme chemického prvku zodpovedá poradovému číslu. Energetické hladiny s minimálnym počtom majú najvýraznejšiu silu priťahovania valenčných elektrónov k jadru.

Príklad zostavenia elektronického vzorca

Zvážte rozloženie elektrónov na energetických úrovniach pomocou príkladu atómu uhlíka. Jeho sériové číslo je 6, preto sa v jadre nachádza šesť kladne nabitých protónov. Vzhľadom na to, že uhlík je predstaviteľom druhého obdobia, vyznačuje sa prítomnosťou dvoch energetických úrovní. Prvý má dva elektróny, druhý štyri.
Hundovo pravidlo vysvetľuje umiestnenie iba dvoch elektrónov v jednej bunke, ktoré majú rôzne spiny. V druhej energetickej hladine sú štyri elektróny. Výsledkom je, že distribúcia elektrónov v atóme chemického prvku má nasledujúci tvar: 1s22s22p2.
Existujú určité pravidlá, podľa ktorých dochádza k rozdeľovaniu elektrónov do podúrovní a úrovní.

Pauliho princíp

Tento princíp sformuloval Pauli v roku 1925. Vedec stanovil možnosť umiestniť do atómu iba dva elektróny, ktoré majú rovnaké kvantové čísla: n, l, m, s. Všimnite si, že k distribúcii elektrónov na energetických úrovniach dochádza so zvyšujúcim sa množstvom voľnej energie.

Klechkovského pravidlo

Plnenie energetických orbitálov sa uskutočňuje podľa nárastu kvantových čísel n + l a vyznačuje sa zvýšením energetickej rezervy.
Zvážte rozloženie elektrónov v atóme vápnika.
V normálnom stave je jeho elektronický vzorec nasledujúci:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Pre prvky podobných podskupín súvisiacich s d- a f-prvkami dochádza k „zlyhaniu“ elektrónu z vonkajšej podúrovne, ktorá má nižšiu energetickú rezervu, do predchádzajúcej podúrovne d alebo f. Podobný jav je typický pre meď, striebro, platinu, zlato.
Distribúcia elektrónov v atóme zahŕňa vyplnenie podúrovní nepárovými elektrónmi, ktoré majú rovnaké spiny.
Až po úplnom naplnení všetkých voľných orbitálov jednotlivými elektrónmi sú kvantové bunky doplnené o druhé negatívne častice s opačnými spinmi.
Napríklad v neexcitovanom stave dusíka:
1s2 2s2 2p3.
Vlastnosti látok ovplyvňuje elektrónová konfigurácia valenčných elektrónov. Podľa ich počtu môžete určiť najvyššiu a najnižšiu valenciu, chemickú aktivitu. Ak je prvok v hlavnej podskupine periodickej tabuľky, môžete použiť číslo skupiny na zostavenie vonkajšej energetickej hladiny, určenie jeho oxidačného stavu. Napríklad fosfor, ktorý je v piatej skupine (hlavná podskupina), obsahuje päť valenčných elektrónov, preto je schopný prijať tri elektróny alebo dať päť častíc inému atómu.
Všetci zástupcovia sekundárnych podskupín periodickej tabuľky fungujú ako výnimky z tohto pravidla.

Rodinné funkcie

V závislosti od štruktúry vonkajšej energetickej hladiny sa všetky neutrálne atómy zahrnuté v periodickej tabuľke delia do štyroch rodín:

s-prvky sú v prvej a druhej skupine (hlavná podskupina); p-rodina sa nachádza v skupinách III-VIII (podskupiny A); d-prvky možno nájsť v podobných podskupinách zo skupín I-VIII; f-rodina pozostáva z aktinoidov a lantanoidov.

Všetky s-prvky v normálnom stave majú valenčné elektróny v s-podúrovni. P-prvky sú charakterizované prítomnosťou voľných elektrónov na s- a p-podúrovni.
D-prvky v neexcitovanom stave majú valenčné elektróny na poslednej s- aj na predposlednej d-podúrovni.

Záver

Stav akéhokoľvek elektrónu v atóme možno opísať pomocou súboru základných čísel. V závislosti od vlastností jeho štruktúry môžeme hovoriť o určitom množstve energie. Pomocou pravidla Hund, Klechkovsky, Pauli pre akýkoľvek prvok zahrnutý v periodickej tabuľke môžete vytvoriť konfiguráciu neutrálneho atómu.
Najmenšiu energetickú rezervu v neexcitovanom stave majú elektróny umiestnené na prvých úrovniach. Pri zahrievaní neutrálneho atómu sa pozoruje prechod elektrónov, ktorý je vždy sprevádzaný zmenou počtu voľných elektrónov, vedie k výraznej zmene oxidačného stavu prvku, k zmene jeho chemickej aktivity.

Keďže jadrá reagujúcich atómov zostávajú počas chemických reakcií nezmenené, chemické vlastnosti atómov závisia predovšetkým od štruktúry elektrónových obalov atómov. Preto sa budeme podrobnejšie venovať rozdeleniu elektrónov v atóme a najmä tým, ktoré určujú chemické vlastnosti atómov (tzv. valenčné elektróny), a teda periodicita vlastností atómov a ich zlúčeniny. Už vieme, že stav elektrónov možno opísať súborom štyroch kvantových čísel, ale na vysvetlenie štruktúry elektrónových obalov atómov potrebujete poznať tieto tri hlavné ustanovenia: 1) Pauliho princíp, 2) princíp najmenšej energie a 3) hit Hund. Pauliho princíp. V roku 1925 švajčiarsky fyzik W. Pauli zaviedol pravidlo neskôr nazývané Pauliho princíp (alebo Pauliho vylúčenie): v atóme môžu byť dva elektróny, ktoré majú rovnaké vlastnosti. S vedomím, že vlastnosti elektrónov sú charakterizované kvantovými číslami, možno Pauliho princíp formulovať aj takto: v atóme nemôžu byť dva elektróny, v ktorých by boli všetky štyri kvantové čísla rovnaké. Aspoň jedno z kvantových čísel l, /, mt alebo m3 sa musí nevyhnutne líšiť. Takže elektróny s rovnakým kvantom - V nasledujúcom texte súhlasíme s tým, že elektróny s hodnotami s = + lj2> graficky označíme šípkou T a tie, ktoré majú hodnoty J- ~ lj2 - šípkou Dva elektróny majúce rovnaké spiny sa často nazývajú elektróny s paralelnými spinmi a označujú sa ft (alebo C). Dva elektróny s opačnými spinmi sa nazývajú elektróny s aptiparalelnými spinmi a označujú sa | J-té čísla l, I a mt sa musia nevyhnutne líšiť v spinoch. Preto v atóme môžu byť iba dva elektróny s rovnakým n, / a m, jeden s m = -1/2, druhý s m = + 1/2. Naopak, ak sú spiny dvoch elektrónov rovnaké, jedno z kvantových čísel sa musí líšiť: n, / alebo mh n= 1. Potom /=0, mt-0 a t môžu mať ľubovoľnú hodnotu: +1/ 2 alebo -1/2. Vidíme, že ak n - 1, môžu existovať iba dva takéto elektróny. Vo všeobecnosti sa pre akúkoľvek danú hodnotu n elektróny primárne líšia v bočnom kvantovom čísle /, ktoré nadobúda hodnoty od 0 do n-1. Pre dané, či/ môžu existovať (2/+1) elektróny s rôznymi hodnotami magnetického kvantového čísla m. Toto číslo sa musí zdvojnásobiť, pretože dané hodnoty l, / a m( zodpovedajú dvom rôznym hodnotám projekcie rotácie mx. V dôsledku toho je súčtom vyjadrený maximálny počet elektrónov s rovnakým kvantovým číslom l. Z toho je zrejmé, prečo na prvej energetickej hladine nemôžu byť viac ako 2 elektróny, na druhej 8, na tretej 18 atď. Vezmime si napríklad atóm vodíka iH. V atóme vodíka iH je jeden elektrón a spin tohto elektrónu môže byť nasmerovaný ľubovoľne (t.j. ms ^ + ij2 alebo mt = -1 / 2) a elektrón je v stave s-co na prvej energetickej úrovni. s l- 1 (Ešte raz si pripomeňme, že prvá energetická úroveň pozostáva z jednej podúrovne - 15, druhá energetická úroveň - z dvoch podúrovní - 2s a 2p, tretia - z troch podúrovní - 3*, Zru 3d atď.). Podúroveň je zase rozdelená na kvantové bunky * (energetické stavy určené počtom možných hodnôt m (t.j. 2 / 4-1). Bunku je zvykom graficky znázorňovať ako obdĺžnik , smer rotácie elektrónu sú šípky. Preto stav elektrónu v atóme vodíka iH môže byť vyjadrený ako Ijt1, alebo, čo je to isté, „Kvantovou bunkou“ rozumiete * orbitál charakterizovaný rovnakou množinou hodnôt kvantových čísel n, I a m * v každej bunke môžu byť umiestnené maximálne dva elektróny s ayati-paralelnými spinmi, ktoré sa označujú ti - Rozloženie elektrónov v atómoch V atóme hélia 2He je kvant. čísla n-1, / \u003d 0 a m (-0) sú rovnaké pre oba jeho elektróny a kvantové číslo m3 je odlišné. Projekcie rotácie elektrónov hélia môžu byť mt \u003d + V2 a ms \u003d - V2 štruktúra elektrónového obalu atómu hélia 2He môže byť reprezentovaná ako Is-2 alebo, čo je to isté, 1S AND Znázornime štruktúru elektrónových obalov piatich atómov prvkov druhej periódy periodickej tabuľky: Elektrónové obaly 6C, 7N a VO musia byť vyplnené presne takto, nie je to vopred zrejmé. Dané usporiadanie spinov určuje takzvané Hundovo pravidlo (prvýkrát ho sformuloval v roku 1927 nemecký fyzik F. Gund). Gundovo pravidlo. Pre danú hodnotu I (teda v rámci určitej podúrovne) sú elektróny usporiadané tak, že celková stovka * je maximálna. Ak je napríklad potrebné rozmiestniť tri elektróny v troch /^-článkoch atómu dusíka, potom budú každý umiestnený v samostatnej bunke, t.j. umiestnené na troch rôznych p-orbitáloch: V tomto prípade bude celkový spin je 3/2, keďže jeho projekcia je m3 - 4-1/2 + A/2 + 1/2 = 3/2 * Rovnaké tri elektróny nemôžu byť usporiadané týmto spôsobom: 2p NI, pretože potom projekcia celkového spin je mm = + 1/2 - 1/2 + + 1/2 = 1/2. Z tohto dôvodu, presne ako vyššie, sú elektróny umiestnené v atómoch uhlíka, dusíka a kyslíka. Pozrime sa ďalej na elektronické konfigurácie atómov nasledujúcej tretej periódy. Počnúc sodíkom uNa je naplnená tretia energetická hladina s hlavným kvantovým číslom n-3. Atómy prvých ôsmich prvkov tretej periódy majú nasledujúce elektronické konfigurácie: Zvážte teraz elektrónovú konfiguráciu prvého atómu štvrtej periódy draslíka 19K. Prvých 18 elektrónov vypĺňa tieto orbitály: ls12s22p63s23p6. Zdanlivo; že devätnásty elektrón atómu draslíka musí dopadnúť na 3d podúroveň, čo zodpovedá n = 3 a 1=2. V skutočnosti sa však valenčný elektrón atómu draslíka nachádza v orbitále 4s. Ďalšie plnenie škrupín po 18. prvku nenastáva v rovnakom poradí ako v prvých dvoch periódach. Elektróny v atómoch sú usporiadané podľa Pauliho princípu a Hundovho pravidla, ale tak, aby ich energia bola najmenšia. Princíp najmenšej energie (najväčší príspevok k rozvoju tohto princípu mal domáci vedec V. M. Klechkovsky) - v atóme je každý elektrón umiestnený tak, aby jeho energia bola minimálna (čo zodpovedá jeho najväčšiemu spojeniu s jadrom) . Energiu elektrónu určuje hlavne hlavné kvantové číslo n a vedľajšie kvantové číslo /, preto sa najskôr vyplnia tie podúrovne, pre ktoré je súčet hodnôt kvantových čísel pi / najmenší. Napríklad energia elektrónu na podúrovni 4s je menšia ako na podúrovni 3d, pretože v prvom prípade n+/=4+0=4 a v druhom prípade n+/=3+2= 5; na podúrovni 5* (n+ /=5+0=5) je energia menšia ako pri Ad (l + /=4+ 4-2=6); o 5p (l+/=5 +1 = 6) je energia menšia ako o 4/(l-f/= =4+3=7) atď. Bol to V. M. Klechkovsky, kto prvý v roku 1961 sformuloval všeobecný názor, že elektrón v r. základný stav zaberá úroveň nie s minimálnou možnou hodnotou n, ale s najmenšou hodnotou súčtu n + / « V prípade, že súčty hodnôt pi / sú rovnaké pre dve podúrovne, podúroveň s nižšia hodnota n. Napríklad na podúrovniach 3d, Ap, 5s sa súčet hodnôt pi/ rovná 5. V tomto prípade sa najskôr vyplnia podúrovne s menšími hodnotami n, t.j. , 3dAp-5s, atď. V Mendelejevovom periodickom systéme prvkov je postupnosť plnenia elektrónovými hladinami a podúrovňami nasledovná (obr. 2.4). Rozloženie elektrónov v atómoch. Schéma napĺňania energetických hladín a podúrovní elektrónmi Preto podľa princípu najmenšej energie je v mnohých prípadoch pre elektrón energeticky výhodnejšie obsadiť podúroveň „nadložnej“ úrovne, hoci podúroveň „nižšej“ úrovne nie je vyplnená: Preto sa vo štvrtej perióde najskôr vyplní podúroveň 4s a až potom podúroveň 3d .

Prvý spôsob: Elektróny môžu byť jednoducho rozdelené do podúrovní na základe určitých pravidiel. Najprv potrebujete tabuľku farieb. Predstavme si každý prvok ako jeden nový elektrón, Každá perióda je zodpovedajúca úroveň, s.p-elektróny sú vždy vo svojej perióde, d-elektróny o úroveň nižšie (3 d-elektróny sú preč v 4. perióde), f-elektróny sú 2 úrovne. nižšie . Zoberieme si tabuľku a čítame na základe farby prvku, pre s, p-prvky číslo úrovne zodpovedá číslu periódy, ak dosiahneme d-prvok, zapíšeme úroveň o jednu menej ako číslo obdobie, v ktorom sa tento prvok nachádza (ak je prvok v 4. perióde, teda 3 d). Pracujeme aj s prvkom f, len úroveň je o 2 hodnoty nižšia ako číslo periódy (ak je prvok v 6. perióde, teda 4 f).

Druhý spôsob: Všetky podúrovne je potrebné zobraziť vo forme jednej bunky, pričom úrovne by mali byť usporiadané symetricky pod sebou, podúrovne pod úrovňou. Do každej bunky napíšte maximálny počet elektrónov danej podúrovne. A posledným krokom je navlečenie podúrovní diagonálne (z horného rohu nadol) pomocou šípky. Čítajte podúrovne zhora nadol smerom k špičke šípky až po počet elektrónov požadovaného atómu.

Stiahnuť ▼:

Náhľad:

Majstrovská trieda na tému:"Poradie, v ktorom elektróny napĺňajú energetické hladiny atómov".

Účel lekcie: Zvážte možnosti rýchlejšej formy zápisu krátkej elektronickej konfigurácie atómu.

Podľa toho, ktorá podúroveň v atóme je vyplnená ako posledná, sú všetky chemické prvky rozdelené do 4 elektronických rodín: s-, p-, d-, f-prvky. Prvky, ktorých atómy majú s-podúroveň vonkajšej úrovne vyplnenú ako poslednú, sa nazývajú s-prvky. V s-prvkoch sú valenčné elektróny s-elektróny vonkajšej energetickej hladiny. Pri p-prvkoch sa p-podúroveň vonkajšej úrovne vypĺňa ako posledná. Majú valenčné elektróny umiestnené v p- a s- podúrovni vonkajšej úrovne. Pre d-prvky je d-podúroveň predvonkajšej úrovne vyplnená ako posledná a s-elektróny vonkajších a d-elektrónov predvonkajšej energetickej úrovne sú valenciou. Pri f-prvkoch sa f-podúroveň tretej energetickej úrovne zvonku vypĺňa ako posledná.

Elektrónová konfigurácia atómu môže byť tiež znázornená vo forme schém umiestnenia elektrónov v kvantových bunkách, ktoré sú grafickým znázornením atómového orbitálu. Každá kvantová bunka môže obsahovať najviac dva elektróny s opačne orientovanými spinmi ↓ . Poradie umiestnenia elektrónov v rámci jednej podúrovne je určené pravidlom Hunda: v rámci podúrovne sú elektróny usporiadané tak, že ich celkový spin je maximálny. Inými slovami, orbitály danej podúrovne sú vyplnené najskôr jedným elektrónom s rovnakými spinmi a potom druhým elektrónom s opačnými spinmi.

Existuje niekoľko spôsobov, ako zapísať elektronickú konfiguráciu atómu.

Prvý spôsob:

Pre vybraný prvok môžete podľa jeho umiestnenia v periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejeva zapísať maticu štruktúry elektrónového obalu atómu zodpovedajúceho tomuto obdobiu.

Napríklad prvok jód: 127 53 I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f

Podľa tabuľky, postupným pohybom od prvku k prvku, môžete vyplniť maticu v súlade so sériovým číslom prvku a poradím, v akom sú vyplnené podúrovne:

127 53 I 1s 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

Ale podúrovne sú vyplnené v postupnosti s-f-d-p a pri použití tejto metódy nedodržiavame postupnosť pri vypĺňaní elektrónových obalov.

Druhý spôsob:

Je možné uvažovať o poradí naplnenia hladín a podúrovní elektrónmi pomocou konceptov základného princípu - princípu najmenšej energetickej rezervy: najstabilnejší stav atómu je, v ktorom jeho elektróny majú najnižšiu energiu.

Tie. založené naPauli Ban, Hund Rules a Kleczkowski

Pauli zákaz : Atóm nemôže mať dva elektróny, ktorých štyri kvantové čísla sú rovnaké (to znamená, že každý atómový orbitál nemôže byť naplnený viac ako dvoma elektrónmi a antiparalelnými spinmi.)

Hundovo pravidlo : elektróny sú umiestnené v identických orbitáloch tak, že ich celkové spinové číslo je maximálne, t.j. najstabilnejší stav atómu zodpovedá maximálnemu možnému počtu nespárovaných elektrónov s rovnakými spinmi.

Pravidlá Klechkovského: A) Plnenie elektrónových vrstiev elektrónmi začína od úrovní a podúrovní s najnižšími hodnotami n a l a postupuje vo vzostupnom poradí n+l;

B) Ak pre dva orbitály vyjde súčet n + l rovnaký, tak orbitál s menšou hodnotou n je vyplnený najskôr elektrónmi.

Prvý prípad neukazuje postupnosť plnenia podúrovní a v druhom prípade trvá vytvorenie tabuľky určitý čas.

Tabuľka číslo 2

Poradie, v ktorom elektróny napĺňajú energetické hladiny atómov.

kvantové čísla		Súčet kvantových čísel n+l	Orbitál, ktorý sa má naplniť

V rozložení elektrónov v atóme Komu v súlade s Klechkovského pravidlom sú preferované 4s orbitály

Preto pre atóm draslík rozloženie elektrónov v orbitáloch (elektrón-grafický vzorec) má tvar

Scandium označuje d-prvky a jeho atóm je charakterizovaný nasledujúcim rozložením elektrónov v orbitáloch:

Na základe Klechkovského pravidla vidíme poradie postupného plnenia podúrovní. Prvý prípad neukazuje postupnosť plnenia podúrovní a v druhom prípade trvá vytvorenie tabuľky určitý čas. Preto vám ponúkam prijateľnejšie možnosti postupného vypĺňania orbitálov.

Prvý spôsob : Elektróny môžu byť jednoducho rozdelené do podúrovní na základe určitých pravidiel. Najprv potrebujete tabuľku farieb. Predstavme si každý prvok ako jeden nový elektrón, Každá perióda je zodpovedajúca úroveň, s.p-elektróny sú vždy vo svojej perióde, d-elektróny o úroveň nižšie (3 d-elektróny sú preč v 4. perióde), f-elektróny sú 2 úrovne. nižšie . Zoberieme si tabuľku a čítame na základe farby prvku, pre s, p-prvky číslo úrovne zodpovedá číslu periódy, ak dosiahneme d-prvok, zapíšeme úroveň o jednu menej ako číslo obdobie, v ktorom sa tento prvok nachádza (ak je prvok v 4. perióde, teda 3 d). Pracujeme aj s prvkom f, len úroveň je o 2 hodnoty nižšia ako číslo periódy (ak je prvok v 6. perióde, teda 4 f).

Druhý spôsob : Všetky podúrovne je potrebné zobraziť vo forme jednej bunky, pričom úrovne by mali byť usporiadané symetricky pod sebou, podúrovne pod úrovňou. Do každej bunky napíšte maximálny počet elektrónov danej podúrovne. A posledným krokom je navlečenie podúrovní diagonálne (z horného rohu nadol) pomocou šípky. Čítajte podúrovne zhora nadol smerom k špičke šípky až po počet elektrónov požadovaného atómu.

Energetický stav a usporiadanie elektrónov v obaloch alebo vrstvách atómov určujú štyri čísla, ktoré sa nazývajú kvantové čísla a zvyčajne sa označujú symbolmi n, l, s a j; kvantové čísla majú nespojitý alebo diskrétny charakter, t.j. môžu prijímať iba jednotlivé, diskrétne, hodnoty, celé alebo polovičné celé číslo.

Vo vzťahu ku kvantovým číslam n, l, s a j je tiež potrebné mať na pamäti nasledovné:

1. Kvantové číslo n sa nazýva principál; je spoločný pre všetky elektróny, ktoré tvoria rovnaký elektrónový obal; inými slovami, každý z elektrónových obalov atómu zodpovedá určitej hodnote hlavného kvantového čísla, a to: pre elektrónové obaly K, L, M, N, O, P a Q sú hlavné kvantové čísla v tomto poradí 1 , 2, 3, 4, 5, 6 a 7. V prípade jednoelektrónového atómu (atómu vodíka) slúži hlavné kvantové číslo na určenie dráhy elektrónu a súčasne aj energie elektrónu. atóm v stacionárnom stave.

2. Kvantové číslo I sa nazýva bočné alebo orbitálne a určuje moment hybnosti elektrónu, spôsobený jeho rotáciou okolo atómového jadra. Bočné kvantové číslo môže mať hodnoty 0, 1, 2, 3, . . . , a vo všeobecnosti sa označuje symbolmi s, p, d, f, . . . Elektróny s rovnakým bočným kvantovým číslom tvoria podskupinu, alebo, ako sa často hovorí, sú na rovnakej energetickej podúrovni.

3. Kvantové číslo s sa často nazýva spinové číslo, keďže určuje uhlovú hybnosť elektrónu spôsobenú jeho vlastnou rotáciou (spinová hybnosť).

4. Kvantové číslo j sa nazýva vnútorné a je určené súčtom vektorov l a s.

Rozloženie elektrónov v atómoch(atómové obaly) sa riadia aj niektorými všeobecnými ustanoveniami, z ktorých je potrebné uviesť:

1. Pauliho princíp, podľa ktorého atóm nemôže mať viac ako jeden elektrón s rovnakými hodnotami všetkých štyroch kvantových čísel, to znamená, že dva elektróny v tom istom atóme sa musia líšiť v hodnote aspoň jedného kvantového čísla.

2. Energetický princíp, podľa ktorého v základnom stave atómu musia byť všetky jeho elektróny na najnižších energetických hladinách.

3. Princíp počtu (počtu) elektrónov v obaloch, podľa ktorého limitný počet elektrónov v obaloch nemôže presiahnuť 2n 2, kde n je hlavné kvantové číslo daného obalu. Ak počet elektrónov v niektorom obale dosiahne hraničnú hodnotu, potom sa obal naplní a v ďalších prvkoch sa začne vytvárať nový elektrónový obal.

V súlade s tým, čo bolo povedané, nižšie uvedená tabuľka uvádza: 1) písmenové označenia elektrónových obalov; 2) zodpovedajúce hodnoty hlavných a vedľajších kvantových čísel; 3) symboly podskupín; 4) teoreticky vypočítaný maximálny počet elektrónov v jednotlivých podskupinách aj v obaloch ako celku. Je potrebné zdôrazniť, že v obaloch K, L a M počet elektrónov a ich rozloženie v podskupinách, stanovené na základe skúseností, plne zodpovedajú teoretickým výpočtom, ale v nasledujúcich obaloch sú pozorované značné nezrovnalosti: počet elektrónov v podskupine f dosiahne hraničnú hodnotu iba v obale N, v ďalšom obale sa zníži a potom celá podskupina f zmizne.

škrupina

Podskupina

Počet elektrónov v podskupine

Počet elektrónov v obale (2n 2)

Tabuľka uvádza počet elektrónov v obaloch a ich rozdelenie podľa podskupín pre všetky chemické prvky, vrátane transuránových. Číselné údaje v tejto tabuľke boli stanovené ako výsledok veľmi starostlivých spektroskopických štúdií.

1. obdobie
2. obdobie
3. obdobie
4. obdobie
5. obdobie
6. obdobie
7. obdobie

_______________

Zdroj informácií: STRUČNÁ FYZIKÁLNA A TECHNICKÁ PRÍRUČKA / Ročník 1, - M .: 1960.