Sa mas mahigpit na pagsasalita, ang kamag-anak na pag-aayos ng mga sublevel ay tinutukoy hindi sa pamamagitan ng kanilang mas malaki o mas mababang enerhiya, ngunit sa pamamagitan ng pangangailangan ng isang minimum ng kabuuang enerhiya ng atom.
Ang pamamahagi ng mga electron sa atomic orbitals ay nangyayari, simula sa orbital na may pinakamababang enerhiya (prinsipyo ng pinakamababang enerhiya), mga. Ang electron ay pumapasok sa pinakamalapit na orbital sa nucleus. Nangangahulugan ito na una ang mga sublevel na iyon ay puno ng mga electron kung saan ang kabuuan ng mga halaga ng mga quantum number ( n+l) ay minimal. Kaya, ang enerhiya ng isang electron sa 4s sublevel ay mas mababa kaysa sa enerhiya ng isang electron na matatagpuan sa 3d sublevel. Dahil dito, ang pagpuno ng mga sublevel na may mga electron ay nangyayari sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Batay sa kinakailangang ito, ang pinakamababang enerhiya ay naaabot para sa karamihan ng mga atomo kapag ang kanilang mga sublevel ay napunan sa pagkakasunod-sunod na ipinapakita sa itaas. Ngunit may mga eksepsiyon na mahahanap mo sa mga talahanayan na "Electronic Configurations ng mga Elemento", ngunit ang mga pagbubukod na ito ay bihirang kailangang isaalang-alang kapag isinasaalang-alang ang mga kemikal na katangian ng mga elemento.
Atom chrome ay may elektronikong configuration hindi 4s 2 3d 4 , ngunit 4s 1 3d 5 . Ito ay isang halimbawa kung paano nananaig ang stabilization ng mga state na may parallel spins ng mga electron sa hindi gaanong pagkakaiba sa energy states ng 3d at 4s sublevels (Hund's rules), iyon ay, ang energetically favorable states para sa d-sublevel ay d5 at d10. Ang mga diagram ng enerhiya ng mga valence sublevel ng chromium at copper atoms ay ipinapakita sa Fig. 2.1.1.
Ang isang katulad na paglipat ng isang electron mula sa s-sublevel patungo sa d-sublevel ay nangyayari sa 8 pang elemento: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Sa atom Pd mayroong paglipat ng dalawang s-electron sa d-sublevel: Pd 5s 0 4d 10 .
Fig.2.1.1. Mga diagram ng enerhiya ng mga sublevel ng valence ng chromium at copper atoms
Mga panuntunan para sa pagpuno ng mga shell ng elektron:
1. Una, alamin kung gaano karaming mga electron ang nilalaman ng atom ng elemento ng interes sa atin. Upang gawin ito, sapat na upang malaman ang singil ng nucleus nito, na palaging katumbas ng serial number ng elemento sa Periodic Table ng D.I. Mendeleev. Ang serial number (ang bilang ng mga proton sa nucleus) ay eksaktong katumbas ng bilang ng mga electron sa buong atom.
2. Sunud-sunod na punan ang mga orbital, simula sa 1s orbital, ng magagamit na mga electron, na isinasaalang-alang ang prinsipyo ng pinakamababang enerhiya. Sa kasong ito, imposibleng maglagay ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat na direksyon ng mga spin sa bawat orbital (panuntunan ni Pauli).
3. Isinulat namin ang electronic formula ng elemento.
Ang atom ay isang kumplikado, dynamic na matatag na microsystem ng mga partikulo na nakikipag-ugnayan: proton p +, neutrons n 0 at electron e -.
Fig.2.1.2. Pagpuno ng mga antas ng enerhiya ng mga electron ng elementong posporus
Ang elektronikong istraktura ng hydrogen atom (z = 1) ay maaaring ilarawan bilang mga sumusunod:
+1 H 1s 1 , n = 1 , kung saan ang quantum cell (atomic orbital) ay tinutukoy bilang isang linya o parisukat, at ang mga electron bilang mga arrow.
Ang bawat atom ng kasunod na elemento ng kemikal sa periodic system ay isang multi-electron atom.
Ang lithium atom, tulad ng hydrogen at helium atom, ay may elektronikong istraktura ng isang s-element, dahil. ang huling electron ng lithium atom ay "umupo" sa s-sublevel:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Ang unang electron sa p-state ay lumilitaw sa boron atom:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Ang pagsulat ng isang elektronikong formula ay mas madaling ipakita sa isang partikular na halimbawa. Ipagpalagay na kailangan nating malaman ang electronic formula ng isang elemento na may serial number 7. Ang isang atom ng naturang elemento ay dapat magkaroon ng 7 electron. Punan natin ang mga orbital ng pitong electron, simula sa ibabang 1s orbital.
Kaya, 2 electron ang ilalagay sa 1s orbitals, 2 pang electron sa 2s orbitals, at ang natitirang 3 electron ay maaaring ilagay sa tatlong 2p orbitals.
Ang electronic formula ng elemento na may serial number 7 (ito ang elementong nitrogen, na may simbolo na "N") ay ganito ang hitsura:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Isaalang-alang ang pagkilos ng panuntunan ni Hund sa halimbawa ng isang nitrogen atom: N 1s 2 2s 2 2p 3. Sa ika-2 antas ng elektroniko, mayroong tatlong magkaparehong p-orbital: 2px, 2py, 2pz. Ipo-populate ng mga electron ang mga ito upang ang bawat isa sa mga p-orbital na ito ay magkaroon ng isang electron. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng ang katunayan na sa mga kalapit na mga cell, ang mga electron ay nagtataboy sa isa't isa nang mas kaunti, bilang mga katulad na sisingilin na mga particle. Ang electronic formula ng nitrogen na nakuha sa amin ay nagdadala ng napakahalagang impormasyon: ang ika-2 (panlabas) na elektronikong antas ng nitrogen ay hindi ganap na napuno ng mga electron (ito ay may 2 + 3 = 5 valence electron) at tatlong electron ang nawawala hanggang sa ganap itong mapuno.
Ang panlabas na antas ng isang atom ay ang antas na pinakamalayo mula sa nucleus na naglalaman ng mga valence electron. Ito ang shell na ito na nakikipag-ugnayan kapag nabangga ito sa mga panlabas na antas ng iba pang mga atom sa mga reaksiyong kemikal. Kapag nakikipag-ugnayan sa ibang mga atomo, ang nitrogen ay nakakatanggap ng 3 karagdagang electron sa panlabas na antas nito. Sa kasong ito, ang nitrogen atom ay makakatanggap ng isang nakumpleto, iyon ay, ang pinakapuno na panlabas na antas ng elektroniko, kung saan matatagpuan ang 8 mga electron.
Ang isang nakumpletong antas ay mas masiglang kapaki-pakinabang kaysa sa isang hindi kumpleto, kaya ang nitrogen atom ay dapat na madaling mag-react sa anumang iba pang atom na maaaring magbigay dito ng 3 karagdagang mga electron upang makumpleto ang panlabas na antas nito.
Prinsipyo pinakamababang enerhiya tinutukoy ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga atomic orbital na may iba't ibang enerhiya ay naninirahan. Ayon sa prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, ang mga electron ay sumasakop sa mga orbit na may pinakamababang enerhiya muna. Ang enerhiya ng mga sublevel ay lumalaki sa serye:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f 6d...
Ang hydrogen atom ay may isang electron, na maaaring nasa anumang orbital. Gayunpaman, sa ground state dapat itong sakupin 1 s orbital na may pinakamababang enerhiya.
Sa potassium atom, ang huling ikalabinsiyam na electron ay maaaring punan ang alinman sa 3 d- o 4 s-orbital. Ayon sa prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, ang isang elektron ay sumasakop sa 4 s-orbital, na kinumpirma ng eksperimento.
Dapat bigyang pansin ang kawalan ng katiyakan ng notasyon 4 f 5d at 5 f 6d. Ito ay lumabas na ang ilang mga elemento ay may mas mababang enerhiya 4 f-sublevel, habang ang iba ay may 5 d-sublevel. Ang parehong ay sinusunod para sa 5 f- at 6 d-mga sublevel.
Prinsipyo ni Pauli
Prinsipyo pauli, madalas na tinutukoy bilang prinsipyo ng pagbubukod, nililimitahan ang bilang ng mga electron na maaaring nasa isang orbital. Ayon sa prinsipyo ng Pauli, hindi hihigit sa dalawang electron ang maaaring nasa anumang orbital, at pagkatapos lamang kung mayroon silang magkasalungat na mga spin (hindi pantay na mga numero ng spin). Samakatuwid, hindi dapat magkaroon ng dalawang electron sa isang atom na may parehong apat na quantum number ( n, l, m l , m s).
Ang lithium atom ay may tatlong electron. Pinakamababang enerhiya orbital - 1 s-orbital - maaaring sakupin ng dalawang electron lamang, at ang mga electron na ito ay dapat magkaroon ng magkakaibang mga spin. Kung ang spin +1/2 ay ipinapahiwatig ng isang arrow na nakaturo pataas at ang spin −1/2 ay tinutukoy ng isang arrow na nakaturo pababa, kung gayon ang dalawang electron na may kabaligtaran ( antiparallel) ang mga umiikot sa parehong orbital ay maaaring ilarawan sa eskematiko tulad ng sumusunod:
Ang ikatlong electron sa isang lithium atom ay dapat sumakop sa orbital na kasunod ng enerhiya hanggang sa pinakamababang orbital, iyon ay, 2 s-orbital.
Ang tuntunin ni Gund
Tinutukoy ng panuntunan ni Hund (Hund's) ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga electron ay naninirahan sa mga orbital na may parehong enerhiya. Ito ay binuo ng German theoretical physicist na si F. Gundom(Hundom) noong 1927 batay sa pagsusuri ng atomic spectra.
Ayon sa panuntunan ni Hund, ang populasyon ng mga orbital na kabilang sa parehong sublevel ng enerhiya ay nagsisimula sa mga solong electron na may parallel (pareho sa sign) na mga pag-ikot, at pagkatapos lamang na sakupin ng mga solong electron ang lahat ng mga orbital, ang huling populasyon ng mga orbital na may mga pares ng mga electron na may magkasalungat na mga spin. maaaring mangyari.. Bilang resulta, ang kabuuang spin (at ang kabuuan ng spin quantum number) ng lahat ng electron sa atom ay magiging maximum.
Halimbawa, ang nitrogen atom ay may tatlong electron na matatagpuan sa 2 R-sublevel. Ayon sa panuntunan ni Hund, dapat na isa-isa silang matatagpuan sa bawat isa sa tatlong 2 R-mga orbital. Sa kasong ito, ang lahat ng tatlong electron ay dapat magkaroon ng parallel spins:
Mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom
Ang isang eskematiko na representasyon ng mga orbital, na isinasaalang-alang ang kanilang enerhiya, ay tinatawag na diagram ng enerhiya ng isang atom. Sinasalamin nito ang magkaparehong pag-aayos ng mga antas ng enerhiya at mga sublevel.
Sa diagram, ang mga orbital ay ipinahiwatig sa anyo ng mga cell: , at mga electron - sa anyo ng mga arrow: o
Maaaring sakupin ng isang elektron ang anumang libreng orbital, ngunit, ayon sa prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, palaging pinipili nito ang orbital na may mas mababang enerhiya. Nililimitahan ng prinsipyo ng pagbubukod ng Pauli ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Samakatuwid, sa isang cell (sa isang atomic orbital) maaari lamang magkaroon ng isa o dalawang electron. Sa bawat s- Ang sublevel (isang orbital) ay maaaring maglaman ng dalawang electron, bawat isa p-sublevel (tatlong orbital) - anim na electron, sa bawat isa d-sublevel (limang orbital) - sampung electron. Tinutukoy ng panuntunan ni Hund ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga orbital na may parehong enerhiya ay naninirahan.
Kaya, posible na makakuha ng isang pagkakasunud-sunod ng populasyon ng mga atomic orbital na may mga electron:
Gamit ang prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, ang prinsipyo ng Pauli at ang panuntunan ng Hund, matutukoy ng isa ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga orbital ay napupuno ng mga electron at bumuo ng isang elektronikong formula para sa anumang elemento.
Ang electronic configuration (formula) ng isang atom ay ang pamamahagi ng mga electron sa mga orbital sa lupa (unexcited) na estado ng atom na ito at ang mga ion nito: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ... Ang bilang ng mga electron sa mga orbital ng isang naibigay na sublevel ay ipinahiwatig sa superscript sa kanan ng titik, halimbawa 3 d Ang 5 ay 5 electron sa pamamagitan ng 3 d-sublevel.
Para sa kaiklian, ang elektronikong pagsasaayos ng isang atom, sa halip na mga orbital na ganap na napuno ng mga electron, ay minsan ay isinusulat bilang isang simbolo ng marangal na gas, na may katumbas na elektronikong formula:
1 s 2 =
1 s 2 2s 2 2p 6 =
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 =
Halimbawa, ang electronic formula ng chlorine atom ay 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, o 3 s 2 3p 5 . Ang mga valence electron na nakikibahagi sa pagbuo ng mga kemikal na bono ay inalis sa mga bracket.
Para sa malalaking panahon (lalo na ang ikaanim at ikapito), ang pagbuo ng mga elektronikong pagsasaayos ng mga atomo ay mas kumplikado. Halimbawa, 4 f-Ang electron ay hindi lumilitaw sa lanthanum atom, ngunit sa atom ng susunod na cerium atom. Sunud-sunod na pagpuno 4 f-sublevel ay nagambala sa gadolinium atom, kung saan mayroong 5 d-elektron
Gibbs libreng enerhiya(o kaya lang Gibbs enerhiya, o Gibbs potensyal, o potensyal na thermodynamic sa makitid na kahulugan) potensyal na thermodynamic ang sumusunod na anyo:
Ang enerhiya ng Gibbs ay maaaring maunawaan bilang kabuuan kemikalenerhiya mga sistema (kristal, likido, atbp.)
Ang konsepto ng enerhiya ng Gibbs ay malawakang ginagamit sa thermodynamics at kimika.
Ang eksaktong solusyon ng Schrödinger equation ay matatagpuan lamang sa mga bihirang kaso, halimbawa, para sa hydrogen atom at hypothetical one-electron ions tulad ng He + , Li 2+ , Be 3+ . Ang isang atom ng elementong sumusunod sa hydrogen, helium, ay binubuo ng isang nucleus at dalawang electron, na ang bawat isa ay naaakit sa parehong nuclei at tinataboy mula sa isa pang electron. Kahit na sa kasong ito, ang wave equation ay walang eksaktong solusyon.
Samakatuwid, ang iba't ibang mga tinatayang pamamaraan ay napakahalaga. Sa tulong ng gayong mga pamamaraan, posible na maitatag ang elektronikong istraktura ng mga atomo ng lahat ng kilalang elemento. Ang mga kalkulasyong ito ay nagpapakita na ang mga orbital sa multi-electron atoms ay hindi gaanong naiiba sa mga orbital ng hydrogen atom (ang mga orbital na ito ay tinatawag na hydrogen-like). Ang pangunahing pagkakaiba ay ang ilang compression ng mga orbital dahil sa mas malaking singil ng nucleus. Bilang karagdagan, para sa mga multielectron atoms, natagpuan na para sa bawat isa antas ng enerhiya(para sa isang naibigay na halaga ng pangunahing quantum number n) ay nahahati sa mga sublevel. Ang enerhiya ng isang elektron ay nakasalalay hindi lamang sa n, ngunit din sa orbital quantum number l. Tumataas ito kasama s-, p-, d-, f-orbitals (Larawan 7).
kanin. 7
Para sa mataas na antas ng enerhiya, ang mga pagkakaiba sa mga sublevel na enerhiya ay sapat na malaki na ang isang antas ay maaaring tumagos sa isa pa, halimbawa
6s d4 f p.
Ang populasyon ng mga atomic orbitals para sa isang multi-electron na atom sa lupa (iyon ay, ang pinaka-energetically paborable) na estado ay nangyayari alinsunod sa ilang mga patakaran.
Ang prinsipyo ng pinakamababang enerhiya
Prinsipyo pinakamababang enerhiya tinutukoy ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga atomic orbital na may iba't ibang enerhiya ay naninirahan. Ayon sa prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, ang mga electron ay sumasakop sa mga orbit na may pinakamababang enerhiya muna. Ang enerhiya ng mga sublevel ay lumalaki sa serye:
1s s p s p s d p s d p s f5 d p s f6 d...
Ang hydrogen atom ay may isang electron, na maaaring nasa anumang orbital. Gayunpaman, sa ground state dapat itong sakupin 1 s orbital na may pinakamababang enerhiya.
Sa potassium atom, ang huling ikalabinsiyam na electron ay maaaring punan ang alinman sa 3 d- o 4 s-orbital. Ayon sa prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, ang isang elektron ay sumasakop sa 4 s-orbital, na kinumpirma ng eksperimento.
Dapat bigyang pansin ang kawalan ng katiyakan ng notasyon 4 f 5d at 5 f 6d. Ito ay lumabas na ang ilang mga elemento ay may mas mababang enerhiya 4 f-sublevel, habang ang iba ay may 5 d-sublevel. Ang parehong ay sinusunod para sa 5 f- at 6 d-mga sublevel.
Sa mas mahigpit na pagsasalita, ang relatibong pag-aayos ng mga sublevel ay natutukoy hindi sa pamamagitan ng kanilang mas malaki o mas mababang enerhiya bilang sa pamamagitan ng kinakailangan para sa isang minimum ng kabuuang enerhiya ng atom.
Ang pamamahagi ng mga electron sa atomic orbitals ay nangyayari, simula sa orbital na may pinakamababang enerhiya (prinsipyo ng pinakamababang enerhiya), mga. Ang electron ay pumapasok sa pinakamalapit na orbital sa nucleus. Nangangahulugan ito na una ang mga sublevel na iyon ay puno ng mga electron kung saan ang kabuuan ng mga halaga ng mga quantum number ( n+l) ay minimal. Kaya, ang enerhiya ng isang electron sa 4s sublevel ay mas mababa kaysa sa enerhiya ng isang electron na matatagpuan sa 3d sublevel. Dahil dito, ang pagpuno ng mga sublevel na may mga electron ay nangyayari sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Batay sa kinakailangang ito, ang pinakamababang enerhiya ay naaabot para sa karamihan ng mga atomo kapag ang kanilang mga sublevel ay napunan sa pagkakasunod-sunod na ipinapakita sa itaas. Ngunit may mga eksepsiyon na mahahanap mo sa mga talahanayan na "Electronic Configurations ng mga Elemento", ngunit ang mga pagbubukod na ito ay bihirang kailangang isaalang-alang kapag isinasaalang-alang ang mga kemikal na katangian ng mga elemento.
Atom chrome ay may elektronikong configuration hindi 4s 2 3d 4 , ngunit 4s 1 3d 5 . Ito ay isang halimbawa kung paano nananaig ang stabilization ng mga state na may parallel spins ng mga electron sa hindi gaanong pagkakaiba sa energy states ng 3d at 4s sublevels (Hund's rules), iyon ay, ang energetically favorable states para sa d-sublevel ay d5 at d10. Ang mga diagram ng enerhiya ng mga valence sublevel ng chromium at copper atoms ay ipinapakita sa Fig. 2.1.1.
Ang isang katulad na paglipat ng isang electron mula sa s-sublevel patungo sa d-sublevel ay nangyayari sa 8 pang elemento: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Sa atom Pd mayroong paglipat ng dalawang s-electron sa d-sublevel: Pd 5s 0 4d 10 .
Fig.2.1.1. Mga diagram ng enerhiya ng mga sublevel ng valence ng chromium at copper atoms
Mga panuntunan para sa pagpuno ng mga shell ng elektron:
1. Una, alamin kung gaano karaming mga electron ang nilalaman ng atom ng elemento ng interes sa atin. Upang gawin ito, sapat na upang malaman ang singil ng nucleus nito, na palaging katumbas ng ordinal na numero ng elemento sa Periodic Table ng D.I. Mendeleev. Ang serial number (ang bilang ng mga proton sa nucleus) ay eksaktong katumbas ng bilang ng mga electron sa buong atom.
2. Sunud-sunod na punan ang mga orbital, simula sa 1s orbital, ng magagamit na mga electron, na isinasaalang-alang ang prinsipyo ng pinakamababang enerhiya. Sa kasong ito, imposibleng maglagay ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat na direksyon ng mga spin sa bawat orbital (panuntunan ni Pauli).
3. Isinulat namin ang electronic formula ng elemento.
Ang atom ay isang kumplikado, dynamic na matatag na microsystem ng mga partikulo na nakikipag-ugnayan: proton p +, neutrons n 0 at electron e -.
Fig.2.1.2. Pagpuno ng mga antas ng enerhiya ng mga electron ng elementong posporus
Ang elektronikong istraktura ng hydrogen atom (z=1) ay maaaring ilarawan bilang mga sumusunod:
+1 H 1s 1 , n = 1 , kung saan ang quantum cell (atomic orbital) ay tinutukoy bilang isang linya o parisukat, at ang mga electron bilang mga arrow.
Ang bawat atom ng kasunod na elemento ng kemikal sa periodic system ay isang multi-electron atom.
Ang lithium atom, tulad ng hydrogen at helium atom, ay may elektronikong istraktura ng isang s-element, dahil ang huling electron ng lithium atom ay "umupo" sa s-sublevel:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Ang unang electron sa p-state ay lumilitaw sa boron atom:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Ang pagsulat ng isang elektronikong formula ay mas madaling ipakita sa isang partikular na halimbawa. Ipagpalagay na kailangan nating malaman ang electronic formula ng isang elemento na may serial number 7. Ang isang atom ng naturang elemento ay dapat magkaroon ng 7 electron. Punan natin ang mga orbital ng pitong electron, simula sa ibabang 1s orbital.
Kaya, 2 electron ang ilalagay sa 1s orbitals, 2 pang electron sa 2s orbitals, at ang natitirang 3 electron ay maaaring ilagay sa tatlong 2p orbitals.
Ang electronic formula ng elemento na may serial number 7 (ito ang elementong nitrogen, na may simbolo na "N") ay ganito ang hitsura:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Isaalang-alang ang pagkilos ng panuntunan ni Hund sa halimbawa ng isang nitrogen atom: N 1s 2 2s 2 2p 3. Sa ika-2 antas ng elektroniko, mayroong tatlong magkaparehong p-orbital: 2px, 2py, 2pz. Ipo-populate ng mga electron ang mga ito upang ang bawat isa sa mga p-orbital na ito ay magkaroon ng isang electron. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng ang katunayan na sa mga kalapit na mga cell, ang mga electron ay nagtataboy sa isa't isa nang mas kaunti, bilang mga katulad na sisingilin na mga particle. Ang electronic formula ng nitrogen na nakuha sa amin ay nagdadala ng napakahalagang impormasyon: ang ika-2 (panlabas) na elektronikong antas ng nitrogen ay hindi ganap na napuno ng mga electron (ito ay may 2 + 3 = 5 valence electron) at tatlong electron ang nawawala hanggang sa ganap itong mapuno.
Ang panlabas na antas ng isang atom ay ang antas na pinakamalayo mula sa nucleus na naglalaman ng mga valence electron. Ito ang shell na ito na nakikipag-ugnayan kapag nabangga ito sa mga panlabas na antas ng iba pang mga atom sa mga reaksiyong kemikal. Kapag nakikipag-ugnayan sa ibang mga atomo, ang nitrogen ay nakakatanggap ng 3 karagdagang electron sa panlabas na antas nito. Sa kasong ito, ang nitrogen atom ay makakatanggap ng isang nakumpleto, iyon ay, ang pinakapuno na panlabas na antas ng elektroniko, kung saan matatagpuan ang 8 mga electron.
Ang isang nakumpletong antas ay mas masiglang kapaki-pakinabang kaysa sa isang hindi kumpleto, kaya ang nitrogen atom ay dapat na madaling mag-react sa anumang iba pang atom na maaaring magbigay dito ng 3 karagdagang mga electron upang makumpleto ang panlabas na antas nito.
Fig.2.1.3. Pagpuno ng mga antas ng enerhiya ng s-, p-,d- at f-element na may mga electron
Mga sublevel ng enerhiya
Ayon sa mga limitasyon ng mga pagbabago sa orbital quantum number mula 0 hanggang (n-1), ang isang mahigpit na limitadong bilang ng mga sublevel ay posible sa bawat antas ng enerhiya, ibig sabihin: ang bilang ng mga sublevel ay katumbas ng numero ng antas:
Ang kumbinasyon ng mga pangunahing (n) at orbital (l) na mga numerong quantum ay ganap na nagpapakilala sa enerhiya ng isang elektron. Ang reserbang enerhiya ng isang electron ay makikita ng kabuuan (n+l).
Kaya, halimbawa, ang mga electron ng 3d sublevel ay may mas mataas na enerhiya kaysa sa mga electron ng 4s sublevel:
Ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga antas at sublevel sa isang atom ay puno ng mga electron ay tinutukoy ng tuntunin V.M. Klechkovsky: ang pagpuno ng mga elektronikong antas ng atom ay nangyayari nang sunud-sunod sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kabuuan (n + 1).
Alinsunod dito, ang tunay na sukat ng enerhiya ng mga sublevel ay natutukoy, ayon sa kung saan ang mga shell ng elektron ng lahat ng mga atom ay itinayo:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Magnetic na quantum number (m l) nailalarawan ang direksyon ng electron cloud (orbital) sa kalawakan.
Ang mas kumplikadong hugis ng ulap ng elektron (i.e., mas mataas ang halaga ng l), mas maraming mga pagkakaiba-iba sa oryentasyon ng ulap na ito sa kalawakan at mas maraming indibidwal na estado ng enerhiya ng electron ang umiiral, na nailalarawan sa pamamagitan ng isang tiyak na halaga ng magnetic. quantum number.
Sa matematika m l kumukuha ng mga halaga ng integer mula -1 hanggang +1, kasama ang 0, i.e. kabuuang (21+1) na halaga.
Italaga natin ang bawat indibidwal na atomic orbital sa kalawakan bilang isang energy cell ð, kung gayon ang bilang ng mga naturang cell sa mga sublevel ay magiging:
| sublevel | Mga posibleng halaga m l | Ang bilang ng mga indibidwal na estado ng enerhiya (orbital, mga cell) sa sublevel | |
| s (l=0) | isa | ||
| p (l=1) | -1, 0, +1 | tatlo | |
| d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | lima |  |
| f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | pito |  |
Halimbawa, ang isang spherical s-orbital ay natatanging nakadirekta sa kalawakan. Ang mga orbital na hugis ng dumbbell ng bawat p-sublevel ay nakatuon sa tatlong coordinate axes
4. Paikutin ang quantum number m s nailalarawan ang sariling pag-ikot ng elektron sa paligid ng axis nito at tumatagal lamang ng dalawang halaga: + 1 / 2 at - 1 / 2, depende sa direksyon ng pag-ikot sa isang direksyon o iba pa. Ayon sa prinsipyo ng Pauli, hindi hihigit sa 2 mga electron ang maaaring matatagpuan sa isang orbital na may magkasalungat na direksyon (antiparallel)
p- sublevel spins: .
Ang mga naturang electron ay tinatawag na paired. Ang isang unpaired electron ay schematically na kinakatawan ng isang solong arrow: .
Alam ang kapasidad ng isang orbital (2 electron) at ang bilang ng mga estado ng enerhiya sa sublevel (m s), matutukoy natin ang bilang ng mga electron sa mga sublevel:
Maaari mong isulat ang resulta sa ibang paraan: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Ang mga numerong ito ay dapat na maalala nang mabuti para sa tamang pagsulat ng mga elektronikong formula ng atom.
Kaya, apat na quantum number - n, l, m l , m s - ganap na tinutukoy ang estado ng bawat electron sa isang atom. Ang lahat ng mga electron sa isang atom na may parehong halaga ng n ay bumubuo ng isang antas ng enerhiya, na may parehong mga halaga ng n at l - isang sublevel ng enerhiya, na may parehong mga halaga ng n, l at m l- isang hiwalay na atomic orbital (quantum cell). Ang mga electron sa parehong orbital ay may magkakaibang mga pag-ikot.
Isinasaalang-alang ang mga halaga ng lahat ng apat na numero ng quantum, tinutukoy namin ang maximum na bilang ng mga electron sa mga antas ng enerhiya (electronic na mga layer):
Ang malalaking bilang ng mga electron (18.32) ay nakapaloob lamang sa malalim na mga layer ng electron ng mga atom, ang panlabas na layer ng elektron ay maaaring maglaman mula 1 (para sa hydrogen at alkali na mga metal) hanggang 8 electron (inert gases).
Mahalagang tandaan na ang pagpuno ng mga shell ng elektron na may mga electron ay nangyayari ayon sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya: Ang mga sublevel na may pinakamababang halaga ng enerhiya ay unang pinupunan, pagkatapos ay ang mga may mas mataas na halaga. Ang pagkakasunud-sunod na ito ay tumutugma sa sukat ng enerhiya ng V.M. Klechkovsky.
Ang elektronikong istraktura ng isang atom ay ipinapakita ng mga elektronikong formula, na nagpapahiwatig ng mga antas ng enerhiya, mga sublevel at ang bilang ng mga electron sa mga sublevel.
Halimbawa, ang hydrogen atom 1 H ay may 1 electron lamang, na matatagpuan sa unang layer mula sa nucleus sa s-sublevel; ang electronic formula ng hydrogen atom ay 1s 1.
Ang lithium atom 3 Li ay may 3 electron lamang, 2 sa mga ito ay nasa s-sublevel ng unang layer, at 1 ay inilalagay sa pangalawang layer, na nagsisimula din sa s-sublevel. Ang electronic formula ng lithium atom ay 1s 2 2s 1.
Ang phosphorus atom 15 P ay may 15 electron na matatagpuan sa tatlong layer ng electron. Ang pag-alala na ang s-sublevel ay naglalaman ng hindi hihigit sa 2 electron, at ang p-sublevel ay naglalaman ng hindi hihigit sa 6, unti-unti naming inilalagay ang lahat ng mga electron sa mga sublevel at gumuhit ng electronic formula ng phosphorus atom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
Kapag kino-compile ang electronic formula ng manganese atom 25 Mn, kinakailangang isaalang-alang ang pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng sublevel na enerhiya: 1s2s2p3s3p4s3d...
Unti-unti naming ibinabahagi ang lahat ng 25 Mn electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Ang pangwakas na electronic formula ng manganese atom (isinasaalang-alang ang distansya ng mga electron mula sa nucleus) ay ganito ang hitsura:
| 1s2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Ang electronic formula ng manganese ay ganap na tumutugma sa posisyon nito sa periodic system: ang bilang ng mga electronic layer (mga antas ng enerhiya) - 4 ay katumbas ng numero ng panahon; mayroong 2 electron sa panlabas na layer, ang penultimate layer ay hindi nakumpleto, na karaniwan para sa mga metal ng pangalawang subgroup; ang kabuuang bilang ng mobile, valence electron (3d 5 4s 2) - 7 ay katumbas ng numero ng pangkat.
Depende sa kung alin sa mga sublevel ng enerhiya sa atom -s-, p-, d- o f- ang huling nabuo, ang lahat ng mga elemento ng kemikal ay nahahati sa mga elektronikong pamilya: s-mga elemento(H, He, alkali metal, metal ng pangunahing subgroup ng ika-2 pangkat ng periodic system); mga p-elemento(mga elemento ng pangunahing subgroup 3, 4, 5, 6, 7, ika-8 na grupo ng periodic system); d-elemento(lahat ng mga metal ng pangalawang subgroup); f-elemento(lanthanides at actinides).
Ang mga elektronikong istruktura ng mga atomo ay isang malalim na teoretikal na pagpapatibay ng istraktura ng periodic system, ang haba ng mga panahon (i.e. ang bilang ng mga elemento sa mga panahon) ay direktang sumusunod mula sa kapasidad ng mga electronic na layer at ang pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga sublevel:
Ang bawat panahon ay nagsisimula sa isang s-element na may istraktura ng panlabas na layer s 1 (alkali metal) at nagtatapos sa isang p-element na may istraktura ng panlabas na layer …s 2 p 6 (inert gas). Ang 1st period ay naglalaman lamang ng dalawang s-element (H at He), ang 2nd at 3rd small period ay naglalaman ng dalawang s-element at anim na p-element. Sa ika-4 at ika-5 malalaking yugto sa pagitan ng s- at p-element, 10 d-elemento ang bawat isa ay "wedged" - mga transition metal, na inilalaan sa mga side subgroup. Sa mga yugto ng VI at VII, 14 pang f-elemento ang idinagdag sa kahalintulad na istraktura, na katulad ng mga katangian sa lanthanum at actinium, ayon sa pagkakabanggit, at nakahiwalay bilang mga subgroup ng lanthanides at actinides.
Kapag pinag-aaralan ang mga elektronikong istruktura ng mga atomo, bigyang-pansin ang kanilang graphic na representasyon, halimbawa:
13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
N=2 1s 2s 2p 3s 3p
parehong bersyon ng larawan ay ginagamit: a) at b):
Para sa tamang pag-aayos ng mga electron sa mga orbital, kailangang malaman Panuntunan ni Gund: ang mga electron sa sublevel ay nakaayos upang ang kanilang kabuuang pag-ikot ay pinakamataas. Sa madaling salita, ang mga electron ay unang sumasakop sa lahat ng mga libreng cell ng ibinigay na sublevel nang paisa-isa.
Halimbawa, kung kinakailangang maglagay ng tatlong p-electron (p 3) sa isang p-sublevel, na laging may tatlong orbital, kung gayon sa dalawang posibleng opsyon, ang unang opsyon ay tumutugma sa panuntunan ng Hund:
Bilang halimbawa, isaalang-alang ang graphical na electronic circuit ng isang carbon atom:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Ang bilang ng mga hindi magkapares na electron sa isang atom ay isang napakahalagang katangian. Ayon sa teorya ng covalent bonding, ang mga hindi magkapares na electron lamang ang maaaring bumuo ng mga kemikal na bono at matukoy ang mga kakayahan ng valence ng isang atom.
Kung may mga libreng estado ng enerhiya (mga walang orbital na orbital) sa sublevel, ang atom, sa paggulo, "mga singaw", ay naghihiwalay sa mga ipinares na mga electron, at ang mga kakayahan ng valence nito ay tumataas:
6 C 1s 2 2s 2 2p 3
Ang carbon sa normal na estado ay 2-valent, sa nasasabik na estado ito ay 4-valent. Ang fluorine atom ay walang mga pagkakataon para sa paggulo (dahil ang lahat ng mga orbital ng panlabas na layer ng elektron ay inookupahan), samakatuwid ang fluorine sa mga compound nito ay monovalent.
Halimbawa 1 Ano ang mga quantum number? Anong mga halaga ang maaari nilang kunin?
Desisyon. Ang paggalaw ng isang elektron sa isang atom ay may probabilistikong katangian. Ang circumnuclear space, kung saan matatagpuan ang isang electron na may pinakamataas na posibilidad (0.9-0.95), ay tinatawag na atomic orbital (AO). Ang isang atomic orbital, tulad ng anumang geometric figure, ay nailalarawan sa pamamagitan ng tatlong mga parameter (coordinate), na tinatawag na quantum number (n, l, m l). Ang mga quantum number ay hindi kumukuha ng anuman, ngunit tiyak, discrete (discontinuous) values. Ang mga kalapit na halaga ng mga quantum number ay nag-iiba ng isa. Tinutukoy ng mga quantum number ang laki (n), hugis (l) at oryentasyon (m l) ng isang atomic orbital sa kalawakan. Sumasakop sa isa o ibang atomic orbital, ang isang electron ay bumubuo ng isang electron cloud, na maaaring magkaroon ng ibang hugis para sa mga electron ng parehong atom (Fig. 1). Ang mga anyo ng mga ulap ng elektron ay katulad ng AO. Tinatawag din silang mga electron o atomic orbitals. Ang electron cloud ay nailalarawan sa pamamagitan ng apat na numero (n, l, m 1 at m 5).
