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, s- a p-podúrovne (maximálny počet elektrónov v p-podúrovni 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.

Podúroveň 3d 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.

Periodický systém prvkov Mendelejeva.

Periodický systém chemických prvkov (periodická tabuľka) - klasifikácia chemických prvkov, ktorá stanovuje závislosť rôznych vlastností prvkov od náboja atómového jadra.

skupiny

Skupina alebo rodina je jedným zo stĺpcov v periodickej tabuľke. Skupiny sa spravidla vyznačujú výraznejšími periodickými trendmi ako obdobia alebo bloky.

V súlade s medzinárodným systémom pomenovania sú skupinám priradené čísla od 1 do 18 v smere zľava doprava – od alkalických kovov po vzácne plyny.

Obdobia

Obdobie - riadok v periodickej tabuľke. V určitom období prvky vykazujú určité vzory vo všetkých troch vyššie uvedených aspektoch (atómový polomer, ionizačná energia a elektronegativita), ako aj v energii elektrónovej afinity.

Bloky

Vzhľadom na význam vonkajšieho elektrónového obalu atómu sa rôzne oblasti periodickej tabuľky niekedy označujú ako bloky, pomenované podľa toho, v ktorom obale sa nachádza posledný elektrón. S-blok zahŕňa prvé dve skupiny, to znamená alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj vodík a hélium; P-blok pozostáva z posledných šiestich skupín (13 až 18 podľa štandardu pomenovania IUPAC alebo IIIA až VIIIA podľa amerického systému) a zahŕňa okrem iných prvkov všetky metaloidy. D-blok - to sú skupiny od 3 do 12 (IUPAC), sú tiež od IIIB po IIB v americkom štýle, ktoré zahŕňajú všetky prechodné kovy. F-blok, ktorý sa zvyčajne vyberá zo stola, pozostáva z lantanoidov a aktinoidov.

Periodický systém D. I. Mendelejeva sa stal dôležitým medzníkom vo vývoji atómovej a molekulárnej vedy. Vďaka nej sa vytvoril moderný koncept chemického prvku, objasnili sa predstavy o jednoduchých látkach a zlúčeninách.

Zloženie a charakteristika atómového jadra.

Atómové jadro- centrálna časť atómu, v ktorej je sústredená jeho hlavná hmotnosť (viac ako 99,9 %). Jadro je nabité kladne, náboj jadra určuje chemický prvok, ku ktorému je atóm priradený.

Atómové jadro sa skladá z nukleónov - kladne nabitých protónov a neutrálnych neutrónov, ktoré sú vzájomne prepojené pomocou silnej interakcie.

Atómové jadro, považované za triedu častíc s určitým počtom protónov a neutrónov, sa bežne nazýva nuklid.

Počet protónov v jadre sa nazýva jeho nábojové číslo - toto číslo sa rovná poradovému číslu prvku, ku ktorému atóm patrí, v tabuľke (Periodická sústava prvkov) Mendelejeva. Počet protónov v jadre určuje štruktúru elektrónového obalu neutrálneho atómu a tým aj chemické vlastnosti príslušného prvku. Počet neutrónov v jadre sa nazýva jeho izotopové číslo. Jadrá s rovnakým počtom protónov a rôznym počtom neutrónov sa nazývajú izotopy. Jadrá s rovnakým počtom neutrónov, ale rôznym počtom protónov sa nazývajú izotóny.

Celkový počet nukleónov v jadre sa nazýva jeho hmotnostné číslo () a približne sa rovná priemernej hmotnosti atómu uvedenej v periodickej tabuľke. Nuklidy s rovnakým hmotnostným číslom, ale odlišným zložením protón-neutrón sa nazývajú izobary.

Hmotnosť

V dôsledku rozdielu v počte neutrónov majú izotopy prvku rôznu hmotnosť, čo je dôležitá charakteristika jadra. V jadrovej fyzike sa hmotnosť jadier zvyčajne meria v jednotkách atómovej hmotnosti ( a. jesť.), pre jedného a. odoberieme 1/12 hmotnosti nuklidu 12 C [sn 2] . Je potrebné poznamenať, že štandardná hmotnosť, ktorá sa zvyčajne uvádza pre nuklid, je hmotnosť neutrálneho atómu. Na určenie hmotnosti jadra je potrebné od hmotnosti atómu odpočítať súčet hmotností všetkých elektrónov (presnejšiu hodnotu získame, ak vezmeme do úvahy aj väzbovú energiu elektrónov s jadrom) .

Okrem toho sa v jadrovej fyzike často používa energetický ekvivalent hmotnosti. Podľa Einsteinovho vzťahu každá hodnota hmotnosti zodpovedá celkovej energii:

Kde je rýchlosť svetla vo vákuu.

Pomer medzi a. e.m. a jeho energetický ekvivalent v jouloch:

a keďže 1 elektrónvolt \u003d 1,602176 10 -19 J, potom energetický ekvivalent a. e.m.do MeV sa rovná

Polomer

Analýza rozpadu ťažkých jadier spresnila Rutherfordov odhad [SN 3] a priradila polomer jadra k hmotnostnému číslu jednoduchým vzťahom:

kde je konštanta.

Keďže polomer jadra nie je čisto geometrická charakteristika a je primárne spojený s polomerom pôsobenia jadrových síl, hodnota závisí od procesu, pri analýze ktorého bola hodnota získaná, priemerná hodnota m, teda polomer jadra v metroch

Nabite

Počet protónov v jadre priamo určuje jeho elektrický náboj, izotopy majú rovnaký počet protónov, ale iný počet neutrónov. .

Náboje atómových jadier prvýkrát určil Henry Moseley v roku 1913. Vedec interpretoval svoje experimentálne pozorovania závislosťou vlnovej dĺžky röntgenového žiarenia od určitej konštanty, ktorá sa mení o jednu od prvku k prvku a rovná sa jednej pre vodík:

, kde

A - trvalé.

Väzbová energia jadier.

Väzbová energia jadra sa rovná minimálnej energii, ktorú je potrebné vynaložiť na úplné rozdelenie jadra na jednotlivé častice. Zo zákona zachovania energie vyplýva, že väzbová energia sa rovná energii, ktorá sa uvoľní pri tvorbe jadra z jednotlivých častíc.

Väzbovú energiu akéhokoľvek jadra možno určiť presným meraním jeho hmotnosti. V súčasnosti sa fyzici naučili s veľmi vysokou presnosťou merať hmotnosti častíc – elektrónov, protónov, neutrónov, jadier atď. Tieto merania to ukazujú hmotnosť akéhokoľvek jadra M i je vždy menšie ako súčet hmotností protónov a neutrónov, ktoré ho tvoria:

Táto energia sa uvoľňuje pri tvorbe jadra vo forme žiarenia γ-kvant.

Jadrové sily.

jadrové sily sú krátkeho dosahu sily. Objavujú sa len vo veľmi malých vzdialenostiach medzi nukleónmi v jadre rádovo 10–15 m. Dĺžka (1,5–2,2) 10–15 m je tzv. rozsah jadrových síl.

Objavujú jadrové sily účtovná nezávislosť : príťažlivosť medzi dvoma nukleónmi je rovnaká bez ohľadu na stav nabitia nukleónov - protón alebo neutrón. Nábojová nezávislosť jadrových síl je zrejmá z porovnania väzbových energií zrkadlové jadrá . Ako sa volajú jadrá?,v ktorých je celkový počet nukleónov rovnaký,ale počet protónov v jednom sa rovná počtu neutrónov v druhom.

Jadrové sily majú saturačná vlastnosť , ktorý sa prejavuje v, že nukleón v jadre interaguje iba s obmedzeným počtom susedných nukleónov, ktoré sú k nemu najbližšie. Preto existuje lineárna závislosť väzbových energií jadier od ich hmotnostných čísel A. Takmer úplná saturácia jadrových síl sa dosiahne v α-častici, čo je veľmi stabilná formácia.

Jadrové sily závisia od spinové orientácie interagujúce nukleóny. Potvrdzuje to rozdielny charakter rozptylu neutrónov orto- a para-molekulami vodíka. V molekule ortovodíka sú spiny oboch protónov navzájom paralelné, zatiaľ čo v molekule paravodíka sú antiparalelné. Experimenty ukázali, že rozptyl neutrónov na paravodíku je 30-krát väčší ako rozptyl na ortovodíku. Jadrové sily nie sú ústredné.

Poďme teda na zoznam všeobecné vlastnosti jadrových síl :

krátky dosah jadrových síl ( R~ 1 fm);

veľký jadrový potenciál U~ 50 MeV;

· závislosť jadrových síl od spinov interagujúcich častíc;

· tenzorový charakter interakcie nukleónov;

· jadrové sily závisia od vzájomnej orientácie spinových a orbitálnych momentov nukleónu (sily spin-orbit);

jadrová interakcia má vlastnosť saturácie;

nábojová nezávislosť jadrových síl;

výmenný charakter jadrovej interakcie;

príťažlivosť medzi nukleónmi na veľké vzdialenosti ( r> 1 fm), je nahradený odpudzovaním pri malých ( r < 0,5 Фм).

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“ máte na mysli * 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 héliových elektrónov môžu byť mt \u003d + V2 a ms \u003d - V2 Štruktúru elektrónového obalu atómu hélia 2He možno znázorniť ako Is-2 alebo, čo je to isté, 1S AND Znázornime štruktúru elektrónových obalov piatich atómov prvkov druhej periódy periodická tabuľka: 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 (t. j. 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 nemožno usporiadať 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 naplnia 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 zapĺňania energetických hladín a podúrovní elektrónmi Preto je podľa princípu najmenšej energie 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 .

Každý atómový orbitál zodpovedá určitej energii. Poradie AO v energii je určené dvoma pravidlami Klechkovského:

1) energia elektrónu je určená hlavne hodnotami hlavného (n) a orbitálu ( l) kvantové čísla, takže najskôr elektróny vyplnia tie podúrovne, pre ktoré je súčet (n + l) menšie.

Napríklad by sa dalo predpokladať, že 3d podúroveň má nižšiu energiu ako 4s. Avšak podľa Klechkovského pravidla je energia stavu 4s menšia ako 3d, pretože pre 4s je súčet (n + l) = 4 + 0 = 4 a pre 3d - (n + l) = 3 + 2 = 5.

2) Ak súčet (n + l) je rovnaký pre dve podúrovne (napríklad pre podúrovne 3d a 4p sa tento súčet rovná 5), úroveň s menšou n. Preto k tvorbe energetických hladín atómov prvkov štvrtej periódy dochádza v nasledujúcom poradí: 4s - 3d - 4p. Napríklad:

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

S prihliadnutím na Klechkovského pravidlá sa teda energia atómových orbitálov zvyšuje podľa série

1 s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p

Poznámka. Znamienko ≤ znamená, že energie AO sú blízko, takže tu je možné porušenie Klechkovského pravidiel.

Pomocou tejto série je možné určiť elektrónovú štruktúru akéhokoľvek atómu. Aby ste to dosiahli, musíte postupne pridávať a umiestňovať elektróny na podúrovne a atómové orbitály. V tomto prípade je potrebné brať do úvahy Pauliho princíp a dve Hundove pravidlá.

3. Pauliho princíp určuje kapacitu AO: Atóm nemôže mať dva elektróny s rovnakou sadou všetkých štyroch kvantových čísel.

Inými slovami, jeden AO ​​charakterizovaný tromi kvantovými číslami sa môže ubytovať iba dva elektróny s opačnými spinmi, t.j. pre jeden AO možno napísať dve možné možnosti jeho naplnenia:

jeden elektrón a dva elektróny ↓ .

V tomto prípade nezáleží na špecifickom smere rotácie pre jeden elektrón v orbitáli, dôležité je len to, aby rotácie pre dva elektróny v jednom AO mali opačné znamienka. Pauliho princíp a vzájomná závislosť medzi hodnotami n, l, a m určujú maximálny možný počet elektrónov na orbitál, podúroveň a úroveň (tabuľka 2.4):

-na jednom AO - 2 elektrón;

- na podúrovni l- 2 (2 l + 1) elektrón;

- na úrovni n - 2n 2 elektróny.

Tabuľka 2.4

Distribúcia elektrónov

podľa energetických hladín, podúrovní a orbitálov

Úroveň energie	Hlavné kvantové číslo	Energetická podúroveň	atómové orbitály	Maximálny počet elektrónov
				podúrovni	úrovni
1		s( l= 0)
		s( l= 0)
2		p( l= 1)
		s( l= 0)
3		p( l= 1)
		d( l=2)

4. Two Hundove pravidlá popisujú poradie, v ktorom elektróny zapĺňajú AO jednej podúrovne:

Prvé pravidlo: v danej podúrovni majú elektróny tendenciu napĺňať energetické stavy (AO) takým spôsobom, že súčet ich spinov v absolútnej hodnote je maximálny. V tomto prípade je energia systému minimálna.

Uvažujme napríklad o elektrónovej konfigurácii atómu uhlíka. Atómové číslo tohto prvku je 6. To znamená, že v atóme je 6 elektrónov a nachádzajú sa na 2 energetických úrovniach (atóm uhlíka je v druhej perióde), t.j. 1s 2 2s 2 2p 2 . Graficky môže byť podúroveň 2p znázornená tromi spôsobmi:

m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1

A B C

Množstvo otočení v opcii a rovná sa nule. V možnostiach b a v súčet spinov je: ½ +½ = 1 (dva spárované elektróny sa vždy dávajú k nule, takže berieme do úvahy nespárované elektróny).

Pri výbere medzi možnosťami b a v postupujte podľa druhého Hundovho pravidla : minimálnu energiu má stav s maximálnym (v absolútnej hodnote) súčtom magnetických kvantových čísel.

Podľa Hundovho pravidla má opcia výhodu b(súčet |1+ 0| sa rovná 1), keďže vo variante v súčet |+1–1| rovná sa 0.

Definujme napríklad elektrónový vzorec prvku vanád (V). Keďže jeho atómové číslo je Z = 23, na podúrovne a úrovne je potrebné umiestniť 23 elektrónov (sú štyri, keďže vanád je v štvrtej perióde). Postupne vypĺňame: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (podčiarknuté nedokončené úrovne a podúrovne). Umiestnenie elektrónov na 3d-AO podľa Hundovho pravidla bude:

Pre selén (Z = 34) je úplný elektronický vzorec: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, štvrtá úroveň je neúplná.

Vyplnenie tejto podúrovne podľa Hundovho pravidla: 4p

Osobitnú úlohu v chémii zohrávajú elektróny posledných neobsadených úrovní a podúrovní, ktoré sú tzv. valencia(vo vzorcoch V sú podčiarknuté Se). Napríklad u vanádu sú to elektróny nenaplnenej štvrtej úrovne 4s2 a nenaplnenej podúrovne 3d3, t.j. 5 elektrónov bude valencia 4s 2 3d 3 ; selén má 6 elektrónov - 4s 2 4p 4 .

Podľa názvu poslednej podúrovne, ktorá sa má vyplniť, sa prvky nazývajú s-prvky, p-prvky, d-prvky a f-prvky.

Vzorce valenčných elektrónov nájdené podľa opísaných pravidiel sa nazývajú kanonický. V skutočnosti sa skutočné vzorce určené z experimentu alebo kvantovomechanického výpočtu trochu líšia od kanonických, pretože Občas sa porušujú pravidlá Klechkovského, Pauliho princíp a Gundove pravidlá. Dôvody týchto porušení sú uvedené nižšie.

Príklad 1. Napíšte elektrónový vzorec atómu prvku s atómovým číslom 16. Nakreslite valenčné elektróny graficky a jeden z nich charakterizujte kvantovými číslami.

rozhodnutie. Atómové číslo 16 má atóm síry. Preto je jadrový náboj 16, vo všeobecnosti atóm síry obsahuje 16 elektrónov. Elektrónový vzorec atómu síry je napísaný: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Valenčné elektróny podčiarknuté).

Grafický vzorec valenčných elektrónov:

Stav každého elektrónu v atóme charakterizujú štyri kvantové čísla. Elektronický vzorec udáva hodnoty hlavného kvantového čísla a orbitálneho kvantového čísla. Takže pre označený elektrón stav 3p znamená, že n = 3 a l= 1 (p). Grafický vzorec udáva hodnotu ďalších dvoch kvantových čísel – magnetického a spinového. Pre označený elektrón m = -1 a s = 1/2.

Príklad 2. Charakterizujte valenčné elektróny atómu skandia štyrmi kvantovými číslami.

rozhodnutie. Scandium je v 4. období, t.j. posledná kvantová vrstva je štvrtá, v 3. skupine, t.j. tri valenčné elektróny.

Elektrónový vzorec valenčných elektrónov je: 4s 2 3d 1 .

Grafický vzorec:

Ak majú rovnaké častice rovnaké kvantové čísla, ich vlnová funkcia je symetrická vzhľadom na permutáciu častíc. Z toho vyplýva, že dva rovnaké fermióny zahrnuté v jednom systéme nemôžu byť v rovnakých stavoch, pretože pre fermióny musí byť vlnová funkcia antisymetrická. Zhrnutím experimentálnych údajov vytvoril V. Pauli princíp výnimky , Pričom fermionové systémy sa nachádzajú v prírode len v štátoch,popísané antisymetrickými vlnovými funkciami(kvantovo-mechanická formulácia Pauliho princípu).

Z tejto pozície vyplýva jednoduchšia formulácia Pauliho princípu, ktorý zaviedol do kvantovej teórie (1925) ešte pred zostrojením kvantovej mechaniky: v systéme identických fermiónov ktorékoľvek dve z nich nemôžu súčasne byť v rovnakom stave . Všimnite si, že počet identických bozónov v rovnakom stave nie je obmedzený.

Pripomeňme, že stav elektrónu v atóme je jednoznačne určený množinou štyri kvantové čísla :

Hlavná n ;

orbitálny l , zvyčajne tieto stavy označujú 1 s, 2d, 3f;

magnetické ();

· magnetický spin ().

Distribúcia elektrónov v atóme prebieha podľa Pauliho princípu, ktorý možno formulovať pre atóm v najjednoduchšej forme: v tom istom atóme nemôže byť viac ako jeden elektrón s rovnakou sadou štyroch kvantových čísel: n, l, , :

Z (n, l, , ) = 0 alebo 1,

kde Z (n, l, , ) je počet elektrónov v kvantovom stave, opísaný súborom štyroch kvantových čísel: n, l, , . Pauliho princíp teda hovorí, že dva elektróny ,viazané v tom istom atóme sa líšia v hodnote ,najmenej ,jedno kvantové číslo .

Maximálny počet elektrónov v stavoch opísaných súborom troch kvantových čísel n, l a m a líšia sa iba orientáciou spinov elektrónov sa rovná:

,

(8.2.1)

pretože spinové kvantové číslo môže nadobúdať iba dve hodnoty – 1/2 a –1/2.

Maximálny počet elektrónov v stavoch určený dvoma kvantovými číslami n a l:

.

(8.2.2)

V tomto prípade môže vektor orbitálneho momentu hybnosti elektrónu zaberať priestor (2 l+ 1) rôzne orientácie (obr. 8.1).

Maximálny počet elektrónov v stavoch určený hodnotou hlavného kvantového čísla n, rovná sa:

.

(8.2.3)

Súbor elektrónov vo viacelektrónovom atóme,majúce rovnaké hlavné kvantové číslo n,volal elektrónový obal alebo vrstva .

V každom z obalov sú elektróny rozdelené pozdĺž podškrupiny tomu zodpovedajúca l.

oblasť priestoru,v ktorých je vysoká pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, volal subshell alebo orbitálny . Pohľad na hlavné typy orbitálov je na obr. 8.1.

Keďže orbitálne kvantové číslo nadobúda hodnoty od 0 do , počet podplášťov sa rovná poradovému číslu nškrupiny. Počet elektrónov v podplášte je určený magnetickými a magnetickými spinovými kvantovými číslami: maximálny počet elektrónov v podplášte s daným l rovná sa 2 (2 l+ 1). Označenia obalov, ako aj rozloženie elektrónov na obaloch a podplášťoch sú uvedené v tabuľke. jeden.

stôl 1

Hlavné kvantové číslo n

symbol škrupiny

Maximálny počet elektrónov v obale

Orbitálne kvantové číslo l

Symbol podplášťa

Maximálny počet elektróny v subshell