SLOŽENÍ A ELEKTRONIKA
ATOMOVÁ STRUKTURA

METODICKÉ POKYNY A KONTROLNÍ ÚKOLY
K PROGRAMU ŠKOLENÍ PRO STUDENTY
SPECIALIZOVANÉ KURZY
SPOLEČNÉ VZDĚLÁVACÍ ŠKOLY

Pokračování. Viz začátek v № 4, 6/2005

Směrnice

17. Vezmeme-li v úvahu popsané vzorce, zvažte stav a distribuci elektronů napříč energetickými hladinami a orbitaly pro atomy draslíku ( Z= 19) a skandium ( Z = 21).

Řešení

1) Prvek předcházející draslíku v PSCE je argon ( Z= 18) má následující rozdělení elektronů:

a) podle atomových úrovní:

b) podle orbitalů atomu:

Elektronový vzorec atomu argonu:

Elektronový grafický vzorec atomu argonu:

Při distribuci elektronů v atomu K podle Klechkovského pravidla se dává přednost orbitalu 4 s(součet kvantových čísel n + l rovno: 4 + 0 = 4) ve srovnání s orbitalem 3 d(součet kvantových čísel n + l rovno: 3 + 2 = 5) jako orbital s minimální hodnotou n + l. Pro atom draslíku má tedy rozložení elektronů na orbitalech (elektronový grafický vzorec) tvar (viz odstavec 16 pokynů):

Draslík patří k s-prvky s následujícím elektronovým vzorcem (konfigurací) atomu:

Distribuce úrovně energie elektronů pro atom K je znázorněna níže:

2) Prvek předcházející skandiu v PSCE je vápník ( Z= 20) má následující rozdělení elektronů:

a) podle atomových úrovní:

b) podle orbitalů atomu:

Elektronový vzorec atomu vápníku:

Z orbitálů 3 d (n + l rovná se: 3 + 2 = 5) a 4 p (n + l rovná se: 4 + 1 = 5) při distribuci elektronů v atomu skandia mezi orbitaly by měla být dána přednost 3 d-orbitální jako mající minimální hodnotu n= 3 pro stejné součty kvantových čísel ( n + l) rovných pět. Scandium proto patří d-prvky a jeho atom je charakterizován následujícím rozložením elektronů mezi orbitaly:

Elektronický vzorec atomu skandia:

Distribuce úrovně energie elektronů pro atom Sc je znázorněna níže:

18. Dokončete výkres, abyste zobrazili vzhled jednoho z nich s-orbitály a tři R-orbitaly orientované podél os.

Tabulka 5

Distribuce elektronů
pomocí kvantových úrovní a podúrovní

Shell	Energie úroveň n	Energie podúrovni l	Magnetický číslo m	Číslo orbitaly	Omezit číslo elektrony
K	1	0	0	1	2
L	2	0 1 (p)	+1, 0, –1	1 3 4	2 6 8
M	3	0 1 (p) 2(d)	0 1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2	1 3 5 9	2 6 10 18
N	4	0 1 (p) 2(d) 3(f)	0 +1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2 +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3	1 3 5 7 16	2 6 10 14 32

20. Posloupnost plnění energetických hladin atomů viz tabulka. 6.

21. Počet prvků v období tabulky D.I. Mendělejeva je určen vzorcem:

a) pro lichá období:

Ln = (n + 1) 2 /2,

b) pro sudá období:

Ln = (n + 2) 2 /2,

Kde Ln– počet prvků v období, n– číslo období.

Definovat počet prvků v každém období D. I. Mendělejevova PSHE.

Vysvětlit:

a) výsledný číselný obrazec z hlediska stavu elektronů v atomech a jejich rozložení mezi energetickými hladinami;

b) rozdělení skupin prvků na hlavní a vedlejší podskupiny;

c) předurčení počtu hlavních a vedlejších podskupin v D. I. Mendělejevově PSHE z hlediska teorie atomové struktury.

Šek v budoucnu své závěry k Příloze 1 (P-21).

22. Striktní periodicita uspořádání prvků v PSHE D. I. Mendělejeva je plně vysvětlena sekvenčním plněním energetických hladin atomů (viz odstavec 20 výše). Posílení pozice periodického zákona založeného na vzorcích změn elektronové struktury atomů prvků, které poprvé předpověděl N. Bohr, bylo usnadněno objevem 72. prvku. Chemici hledali tehdy neobjevený prvek mezi minerály obsahujícími prvky vzácných zemin na základě nesprávného předpokladu, že 15 prvků by mělo být klasifikováno jako lanthanoidy.

Analogicky k přechodným prvkům by se počet lanthanoidů (prvky č. 58–71) měl rovnat rozdílu mezi maximálními počty elektronů na N A M energetické hladiny
(32 – 18 = 14), tedy rovna maximálnímu počtu elektronů na F-podúroveň (viz odstavec 19 výše). Prvek s Z= 72 (hafnium Hf) je analog zirkonia Zr a byl nalezen v zirkoniových rudách.

23. Další důležitý závěr z analýzy tabulky. 6 v odstavci 20 je závěr o periodicitě plnění vnějších energetických hladin atomů elektrony, který určuje periodicitu změn chemických vlastností prvků a jejich sloučenin.

Tabulka 6

Elektronické konfigurace atomů
prvních 20 prvků periodické tabulky

Atomový číslo	Oboz- význam	Vrstva	K	L	M	N
		n	1	2	3	4
		l	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3
		Podúroveň	1s	2s, 2p	3s, 3p, 3d	4s, 4p, 4d, 4F
		Počet elektronů na dané podúrovni
1 2	H On		1 2
3 4 5 6 7 8 9 10	Li Být B C N Ó F Ne		2 2 2 2 2 2 2 2	1, 0 2, 0 2, 1 2, 2 2, 3 2, 4 2, 5 2, 6
11 12 13 14 15 16 17 18	Na Mg Al Si P S Cl Ar		2 2 2 2 2 2 2 2	2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6	1, 0, 0 2, 0, 0 2, 1, 0 2, 2, 0 2, 3, 0 2, 4, 0 2, 5, 0 2, 6, 0
19 20	K Ca		2 2	2, 6 2, 6	2, 6, 0 2, 6, 0	1, 0, 0, 0 2, 0, 0, 0

Druhé období tabulky D.I. Mendělejeva se tedy skládá z osmi prvků s následujícími podúrovněmi:

3Li 4 Buďte 5 B 6 C 7 N 8 O 9F 10 Ne 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6

Při přechodu z lithia na neon se náboj atomového jádra postupně zvyšuje od Z= 3 až Z= 10, což znamená, že se zvětšují síly přitahování elektronů k jádru a v důsledku toho se zmenšují poloměry atomů těchto prvků. Proto schopnost atomu darovat elektrony (typická kovová vlastnost), výrazná v atomu lithia, postupně slábne při přechodu z lithia na fluor. Ten je typickým nekovem, tedy prvkem schopnějším než ostatní získávat elektrony.

Počínaje prvkem vedle neonu (Na, Z= 11) elektronové struktury atomů se opakují, a proto jsou elektronové konfigurace jejich vnějších elektronových obalů označeny podobným způsobem ( n– číslo období):

ns 1 (Li, Na), ns 2 (Be, Mg), ns 2 n.p. 1 (B, Al), ns 2 n.p. 2 (C, Si) atd.

Ve čtvrtém období tabulky D.I. Mendělejeva se objevují přechodové prvky, které patří do sekundárních podskupin.

24. Prvky patřící do stejné podskupiny mají podobné uspořádání elektronů ve vnějších elektronických úrovních atomů. Například všechny atomy halogenu (hlavní podskupina skupiny VII) mají elektronovou konfiguraci ns 2 n.p. 5 a atomy prvků vedlejší podskupiny stejné skupiny se vyznačují elektronovou konfigurací ( n– 1)s 2 (n– 1)p 6 (n– 1)d 5 ns 2 .

Jaká je podstata podobností a rozdílů mezi atomy prvků patřících do různých podskupin stejné skupiny tabulky D. I. Mendělejeva? V budoucnu zkontrolujte své závěry v příloze 1 (P-24).

25. Číselná hodnota valence atomu, určená počtem kovalentních chemických vazeb, které atom tvoří, odráží polohu prvku v D.I. Mendělejevově PSCE. V mnoha případech je valence atomu prvku ve sloučenině číselně rovna číslu skupiny v PSHE D. I. Mendělejeva. Z tohoto pravidla však existují výjimky. Například atom fosforu na vnější straně (třetí, M) energetická hladina obsahuje tři nepárové elektrony (3 R-orbitaly) a volné valenční buňky d-orbitály. V důsledku toho je atom fosforu charakterizován tzv excitace elektron, spojený s párováním elektronového páru a přechodem jednoho z výsledných nepárových elektronů na 3 d-orbitální. Pro excitovaný stav atomu fosforu je možné vytvořit pět kovalentních vazeb a pro základní stav - pouze tři.

Pro atom dusíku je excitovaný stav atypický, protože v tomto atomu na vnější energetické úrovni je počet a stav elektronů stejný jako v atomu fosforu, ale nejsou zde žádné volné buňky a chybí pouze tři elektrony. dokončení a stability této úrovně.

Proč tedy maximální valence atomu dusíku ve sloučeninách (tj. schopnost tvořit společné elektronové páry) není III, ale IV?

26. Opakující se odstavce. 16, 17 metodologického vývoje je možné vysvětlit pořadí plnění energetických hladin elektrony v atomech prvků 4. velké periody D. I. Mendělejevova PSHE. Sudá řada tohoto období začíná prvky hlavních podskupin - 39 K a 40 Ca, což jsou typické kovy s konstantní valenci, a již prvkem č. 21 ( Z= 21, Sc) pak existují prvky vedlejších podskupin tzv d- prvky nebo přechodné. Pokuste se vysvětlit podstatu těchto názvů a uvést relevantní příklady. V budoucnu ověřte správnost svých závěrů pomocí Přílohy 1 (P-26).

27. Chemická značka vodíku H v D.I. Mendělejevově PSHE je také umístěna v hlavní podskupině
Skupina I a hlavní podskupina skupiny VII. Proč je to přijatelné? V budoucnu zkontrolujte správnost svých závěrů v příloze 1 (P-27).

Při distribuci elektronů mezi kvantové buňky se řídí následujícími pokyny:
Založeno na Pauliho principu: atom nemůže mít dva elektrony se stejným
množinu hodnot všech kvantových čísel, tedy atomový orbital nemůže obsahovat
stiskněte více než dva elektrony a jejich spinové momenty by měly být opačné
naproti
↓

Notační systém obecně vypadá takto:

kde p je hlavní, ℓ je orbitální kvantové číslo; x je počet elektronů,
v daném kvantovém stavu. Například položka 4d3 může být
interpretováno následovně: tři elektrony zabírají čtvrtou energii
Lyžařská úroveň, d-sublevel.

Charakter vývoje energetických podúrovní určuje příslušnost
prvek do té či oné elektronické rodiny.

V s-prvcích se vytváří vnější s-podúroveň, např.

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
V p-prvcích se vytváří vnější p-podúroveň, např.

9 F 1s 2s2 2p5 .

S- a p-rodiny zahrnují prvky hlavních podskupin periodické tabulky.
Tsy D.I. Mendělejev.

V d-prvcích je postavena d-podúroveň předposlední úrovně,
Například,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

Rodina d zahrnuje prvky vedlejších podskupin. Valence tohoto se-
rodiny jsou s-elektrony poslední energetické hladiny a d-elektrony
předposlední úroveň.

V f-prvcích je postavena f-podúroveň třetí vnější úrovně,
Například,

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

Zástupci rodiny f-elektronů jsou lanthanoidy a aktinidy.

Kvantové číslo může nabývat dvou hodnot: Proto v atomu ve stavech s danou hodnotou nemůže být více než elektronů:

Základy teorie pásem

Podle Bohrových postulátů může energie elektronu v izolovaném atomu nabývat přísně diskrétních hodnot (rovněž říkají, že elektron je v jednom z orbitalů).

V případě několika atomů spojených chemickou vazbou (např. v molekule) se elektronové orbitaly štěpí v množství úměrném počtu atomů a tvoří tzv. molekulární orbitaly. S dalším nárůstem systému na makroskopický krystal (počet atomů je více než 10 20) se počet orbitalů velmi zvětšuje a rozdíl v energiích elektronů umístěných v sousedních orbitalech je odpovídajícím způsobem velmi malý, energie úrovně jsou rozděleny do téměř souvislých diskrétních sad - energetických zón. Nejvyšší z povolených energetických pásem v polovodičích a dielektrikách, ve kterých jsou při teplotě 0 K všechny energetické stavy obsazeny elektrony, se nazývá valenční pás, dalším je pás vodivost. V kovech je vodivostní pásmo nejvyšší povolené pásmo, ve kterém se nacházejí elektrony při teplotě 0 K.

Teorie pásem je založena na následujících hlavních aproximacích:

1. Pevná látka je dokonale periodický krystal.

2. Rovnovážné polohy uzlů krystalové mřížky jsou pevné, to znamená, že atomová jádra jsou považována za nehybná (adiabatická aproximace). Malé vibrace atomů kolem rovnovážných poloh, které lze popsat jako fonony, jsou následně zavedeny jako porucha elektronového energetického spektra.

3. Mnohoelektronový problém je redukován na jednoelektronový: vliv všech ostatních na daný elektron je popsán nějakým zprůměrovaným periodickým polem.

Řadu v podstatě multielektronových jevů, jako je feromagnetismus, supravodivost a ty, kde hrají roli excitony, nelze důsledně uvažovat v rámci teorie pásem. Zároveň s obecnějším přístupem ke konstrukci teorie pevných látek se ukázalo, že mnohé výsledky teorie pásů jsou širší než její výchozí premisy.

Fotovodivost.

Fotovodivost- jev změny elektrické vodivosti látky při absorpci elektromagnetického záření, jako je viditelné, infračervené, ultrafialové nebo rentgenové záření.

Fotovodivost je charakteristická pro polovodiče. Elektrická vodivost polovodičů je omezena nedostatkem nosičů náboje. Když je foton absorbován, elektron se přesune z valenčního pásu do vodivostního pásu. V důsledku toho se vytvoří dvojice nosičů náboje: elektron ve vodivém pásu a díra ve valenčním pásu. Oba nosiče náboje při přivedení napětí na polovodič vytvářejí elektrický proud.

Když je fotovodivost ve vnitřním polovodiči excitována, energie fotonu musí překročit zakázaný pás. V dopovaném polovodiči může být absorpce fotonu doprovázena přechodem z úrovně umístěné v bandgapu, což umožňuje zvýšení vlnové délky světla způsobujícího fotovodivost. Tato okolnost je důležitá pro detekci infračerveného záření. Podmínkou vysoké fotovodivosti je také vysoká míra absorpce světla, která je realizována u polovodičů s přímou mezerou

Kvantové jevy

37) Struktura jádra a radioaktivita

Atomové jádro- centrální část atomu, ve které je soustředěna většina jeho hmoty (více než 99,9 %). Jádro je nabité kladně, náboj jádra je určen chemickým prvkem, ke kterému atom patří. Velikosti jader různých atomů jsou několik femtometrů, což je více než 10 tisíckrát menší než velikost samotného atomu.

Počet protonů v jádře se nazývá jeho nábojové číslo - toto číslo se rovná pořadovému číslu prvku, ke kterému atom patří v Mendělejevově tabulce (Periodická tabulka prvků). Počet protonů v jádře určuje strukturu elektronového obalu neutrálního atomu a tím i chemické vlastnosti odpovídajícího prvku. Počet neutronů v jádře se nazývá jeho izotopové číslo. Jádra se stejným počtem protonů a různým počtem neutronů se nazývají izotopy. Jádra se stejným počtem neutronů, ale různým počtem protonů se nazývají izotony. Termíny izotop a izoton se také používají k označení atomů obsahujících tato jádra, jakož i k charakterizaci nechemických odrůd jednoho chemického prvku. Celkový počet nukleonů v jádře se nazývá jeho hmotnostní číslo () a přibližně se rovná průměrné hmotnosti atomu uvedené v periodické tabulce. Nuklidy se stejným hmotnostním číslem, ale odlišným složením protonů a neutronů se obvykle nazývají izobary.

Radioaktivní rozpad(z lat. poloměr"paprsek" a āctīvus"efektivní") - spontánní změna složení (náboj Z, hmotnostní číslo A) nebo vnitřní struktura nestabilních atomových jader emisí elementárních částic, gama záření a/nebo jaderných fragmentů. Proces radioaktivního rozpadu se také nazývá radioaktivita a odpovídající jádra (nuklidy, izotopy a chemické prvky) jsou radioaktivní. Látky obsahující radioaktivní jádra se také nazývají radioaktivní.

První způsob: Elektrony lze snadno distribuovat mezi podúrovně na základě určitých pravidel. Nejprve potřebujete tabulku barev. Představme si každý prvek jako jeden nový elektron Každá perioda je odpovídající úroveň, s.p-elektrony jsou vždy ve své periodě, d-elektrony jsou o úroveň níže (3 d-elektrony jsou pryč ve 4. periodě), f-elektrony jsou o 2 úrovně níže. Vezmeme jen tabulku a čteme na základě barvy prvku, pro s, p-prvky číslo úrovně odpovídá číslu periody, pokud dosáhneme d-prvku, zapíšeme úroveň o jedna méně, než je číslo tečky v ve kterém se tento prvek nachází (pokud je prvek ve 4. období, tedy 3 d). Totéž uděláme s f-prvkem, pouze o 2 hodnoty označujeme úroveň menší než číslo periody (pokud je prvek v 6. periodě, tedy 4 f).

Druhý způsob: Všechny podúrovně je nutné zobrazit formou jedné buňky a úrovně by měly být umístěny pod sebou symetricky, podúroveň pod úrovní. Do každé buňky napište maximální počet elektronů dané podúrovně. A posledním krokem je provázat podúrovně diagonálně (od horního rohu dolů) pomocí šipky. Čtěte podúrovně odshora dolů ke špičce šipky až k počtu elektronů požadovaného atomu.

Stažení:

Náhled:

Master class na téma:"Pořadí plnění energetických hladin atomů elektrony."

Účel lekce: Zvažte možnosti rychlejší formy zápisu stručné elektronické konfigurace atomu.

Podle toho, která podúroveň v atomu je vyplněna jako poslední, jsou všechny chemické prvky rozděleny do 4 elektronických rodin: s-, p-, d-, f-prvky. Prvky, jejichž atomy jako poslední vyplňují s-podúroveň vnější úrovně, se nazývají s-prvky. U s-prvků jsou valenční elektrony s-elektrony vnější energetické hladiny. U p-prvků se p-podúroveň vnější úrovně vyplňuje jako poslední. Jejich valenční elektrony jsou umístěny na p- a s-podúrovních vnější hladiny. U d-prvků je d-podúroveň pre-externí energetické hladiny vyplněna jako poslední a valenční elektrony jsou s-elektrony vnější a d-elektrony pre-externí energetické hladiny. U f-prvků je jako poslední vyplněná f-podúroveň třetí vnější energetické hladiny.

Elektronovou konfiguraci atomu lze také znázornit formou diagramů uspořádání elektronů v kvantových buňkách, které jsou grafickým znázorněním atomového orbitalu. Každá kvantová buňka může obsahovat maximálně dva elektrony s opačně orientovanými spiny ↓. Pořadí umístění elektronů v rámci jedné podúrovně je určeno pravidlem Hunda: V podúrovni jsou elektrony umístěny tak, aby jejich celkový spin byl maximální. Jinými slovy, orbitaly dané podúrovně jsou vyplněny nejprve jedním elektronem se stejnými spiny a poté druhým elektronem s opačnými spiny.

Pro záznam elektronické konfigurace atomu lze použít několik metod.

První způsob:

Pro vybraný prvek lze podle jeho umístění v periodické tabulce chemických prvků D. I. Mendělejeva zapsat matici struktury elektronového obalu atomu odpovídající dané periodě.

Například prvek jód: 127 53 I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f

Pomocí tabulky, postupným pohybem od prvku k prvku, můžete vyplnit matici v souladu s pořadovým číslem prvku a pořadím, ve kterém se vyplňují podúrovně:

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 podúrovně jsou vyplněny v posloupnosti s-f-d-p a při použití této metody nepozorujeme žádný řád při vyplňování elektronových obalů.

Druhý způsob:

Můžete zvážit pořadí úrovní plnění a podúrovní elektrony pomocí konceptů základního principu - principu nejmenšího množství energie: nejstabilnější stav atomu je ten, ve kterém jeho elektrony mají nejnižší energii.

Tito. na základěPauliho zákaz, Hundova a Kleczkowského pravidla

Pauliho vyloučení : Atom nemůže mít dva elektrony, jejichž čtyři kvantová čísla jsou stejná (to znamená, že každý atomový orbital nemůže být vyplněn více než dvěma elektrony a antiparalelními spiny.)

Hundovo pravidlo : elektrony jsou umístěny na identických orbitalech tak, že jejich celkové spinové číslo je maximální, tzn. Nejstabilnější stav atomu odpovídá maximálnímu možnému počtu nepárových elektronů se shodnými spiny.

Klechkovského pravidla: A) Plnění elektronických vrstev elektrony začíná úrovněmi a podúrovněmi s nejnižšími hodnotami n a l a probíhá vzestupně n+l;

B) Je-li součet n+l stejný pro dva orbitaly, pak je orbital s menší hodnotou n vyplněn nejprve elektrony.

První případ neukazuje pořadí vyplňování podúrovní a druhý vyžaduje čas na sestavení tabulky.

Tabulka č. 2

Pořadí, ve kterém elektrony zaplňují energetické hladiny atomů.

Kvantová čísla		Součet kvantových čísel n+l	Plnitelný orbital

Při distribuci elektronů v atomu NA v souladu s Klechkovského pravidlem se dává přednost orbitálu 4s

Proto pro atom draslík rozložení elektronů nad orbitaly (elektronový grafický vzorec) má tvar

Scandium patří k d-prvkům a jeho atom je charakterizován následujícím rozložením elektronů mezi orbitaly:

Na základě Klechkovského pravidla vidíme pořadí sekvenčního plnění podúrovní. První případ neukazuje pořadí vyplňování podúrovní a druhý vyžaduje čas na sestavení tabulky. Nabízím vám proto přijatelnější možnosti sekvenčního plnění orbitalů.

První způsob : Elektrony lze snadno distribuovat mezi podúrovně na základě určitých pravidel. Nejprve potřebujete tabulku barev. Představme si každý prvek jako jeden nový elektron Každá perioda je odpovídající úroveň, s.p-elektrony jsou vždy ve své periodě, d-elektrony jsou o úroveň níže (3 d-elektrony jsou pryč ve 4. periodě), f-elektrony jsou o 2 úrovně níže. Vezmeme jen tabulku a čteme na základě barvy prvku, pro s, p-prvky číslo úrovně odpovídá číslu periody, pokud dosáhneme d-prvku, zapíšeme úroveň o jedna méně, než je číslo tečky v ve kterém se tento prvek nachází (pokud je prvek ve 4. období, tedy 3 d). Totéž uděláme s f-prvkem, pouze o 2 hodnoty označujeme úroveň menší než číslo periody (pokud je prvek v 6. periodě, tedy 4 f).

Druhý způsob : Všechny podúrovně je nutné zobrazit formou jedné buňky a úrovně by měly být umístěny pod sebou symetricky, podúroveň pod úrovní. Do každé buňky napište maximální počet elektronů dané podúrovně. A posledním krokem je provázat podúrovně diagonálně (od horního rohu dolů) pomocí šipky. Čtěte podúrovně odshora dolů ke špičce šipky až k počtu elektronů požadovaného atomu.

Rozdělení elektronů v atomu se provádí v souladu se 3 ustanoveními kvantové mechaniky: Pauliho princip; princip minimální energie; Hundovo pravidlo.

Podle Pauliho principu Atom nemůže mít dva elektrony se stejnými hodnotami všech čtyř kvantových čísel. Pauliho princip určuje maximální počet elektronů v jednom orbitalu, hladině a podúrovni. Protože AO je charakterizována třemi kvantovými čísly n, l, ml, elektrony daného orbitalu se mohou lišit pouze svým spinovým kvantovým číslem slečna. Ale slečna může mít pouze dvě hodnoty +½ a -½.

V důsledku toho nemůže jeden orbital obsahovat více než dva elektrony s opačnými spiny. Maximální počet elektronů na energetické úrovni je definován jako 2 n 2 a na podúrovni jako 2 (2 l+1). Maximální počet elektronů umístěných na různých úrovních a podúrovních je uveden v tabulce. 2.1.

Maximální počet elektronů na kvantových úrovních a podúrovních

Energetická hladina	Energetická podúroveň	Možné hodnoty magnetického kvantového čísla ml	Počet akciových společností v	Maximální počet elektronů na
podúrovni	úroveň	podúrovni	úroveň
K (n= 1)	s (l= 0)
L (n= 2)	s (l= 0) p (l= 1)	-1, 0, 1
M (n= 3)	s (l= 0) p (l= 1) d (l= 2)	-1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2
N (n= 4)	s (l= 0) p (l= 1) d (l= 2) F (l= 3)	-1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Sekvence plnění orbitalů elektrony se provádí v souladu s princip minimální energie, Přičemž elektrony vyplňují orbitaly v pořadí zvyšující se energetické hladiny orbitalů. Je určeno pořadí orbitalů v energii Klechkovského pravidlo : zvýšení energie, a tedy plnění orbitalů nastává v rostoucím pořadí součtu (n + l) a se stejným součtem (n + l) - v rostoucím pořadí n.

Pořadí distribuce elektronů mezi energetickými hladinami a podúrovněmi v obalu atomu jmenuje se to elektronická konfigurace. Při zápisu elektronické konfigurace se číslo úrovně (hlavní kvantové číslo) označuje čísly 1, 2, 3, 4..., podúroveň (orbitální kvantové číslo) - písmeny s, p, d, f. Počet elektronů v podúrovni je indikován číslem, které je napsáno v horní části symbolu podúrovně. Například elektronová konfigurace atomu síry je 16S1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 a vanad 23 V 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4 s 2 .

Chemické vlastnosti atomů jsou dány především strukturou vnějších energetických hladin, které jsou tzv mocenství. Plně dokončené energetické hladiny se neúčastní chemických interakcí. Proto se pro stručnost při zaznamenávání elektronické konfigurace atomu často označují symbolem předchozího vzácného plynu. Takže pro síru: 3 s 2 3p 4; pro vanad: 3 d 3 4s 2. Zkrácený zápis zároveň jasně vyzdvihuje valenční elektrony, které určují chemické vlastnosti atomů prvku.

V závislosti na tom, která podúroveň v atomu je vyplněna jako poslední, jsou všechny chemické prvky rozděleny do 4 elektronických rodin: s-, p-, d-, f- Prvky. Prvky, jejichž atomy jako poslední vyplňují s-podúroveň vnější úrovně, se nazývají s-prvky. U s- valenčními prvky jsou s-elektrony vnější energetické hladiny.

U p-prvky, p-podúroveň vnější úrovně se vyplňuje jako poslední. Jejich valenční elektrony jsou umístěny na p- A s- podvrstvy vnější vrstvy. U d-prvků, d-podúroveň pre-externí úrovně je vyplněna jako poslední a valence jsou s- elektrony vnějšího a d- elektrony pre-externích energetických hladin. U f-prvky, poslední, která se vyplňuje, je f-podúroveň třetí vnější energetické hladiny.

Elektronovou konfiguraci atomu lze také znázornit formou diagramů uspořádání elektronů v kvantových buňkách, které jsou grafickým znázorněním atomového orbitalu. Každá kvantová buňka může obsahovat ne více než dva elektrony s opačnými spiny. Pořadí umístění elektronů v rámci jedné podúrovně je určeno Hundovým pravidlem: V podúrovni jsou elektrony umístěny tak, aby jejich celkový spin byl maximální. Jinými slovy, orbitaly dané podúrovně jsou vyplněny nejprve jedním elektronem se stejnými spiny a poté druhým elektronem s opačnými spiny.

Celková rotace R- elektrony třetí energetické hladiny atomu síry S slečna= 1/2 - 1/2 + 1/2 + 1/2 = 1; d- elektrony atomu vanadu -

S slečna= ½ + ½ + ½ = 3/2.

Často není graficky znázorněn celý elektronický vzorec, ale pouze ty dílčí úrovně, na kterých se nacházejí valenční elektrony, např.

16 S…3 s 2 3p 4; 23 V…3 d 3 4s 2 .

Při grafickém znázornění elektronové konfigurace atomu v excitovaném stavu jsou prázdné valenční orbitaly znázorněny spolu s vyplněnými. Například v atomu fosforu na třetí energetické úrovni je jeden s-AO, tři R-AO a pět d-AO. Elektronová konfigurace atomu fosforu v základním stavu má tvar

15 R... 3 s 2 3p 3 .

Valence fosforu, určená počtem nepárových elektronů, je rovna 3. Při přechodu atomu do excitovaného stavu jsou elektrony stavu 3 spárované s a jeden z elektronů s s-podúroveň může přejít d-podúroveň:

P*… 3 s 2 3p 3 3d 1

V tomto případě se valence fosforu mění ze tří (PCl 3) v základním stavu na pět (PCl 5) v excitovaném stavu.

Pokud mají stejné částice stejná kvantová čísla, pak je jejich vlnová funkce symetrická vzhledem k permutaci částic. Z toho vyplývá, že dva totožné fermiony zahrnuté do stejného systému nemohou být ve stejných stavech, protože pro fermiony musí být vlnová funkce antisymetrická. Shrnutím experimentálních dat vytvořil W. Pauli zásada výjimky , Přičemž fermionové systémy se vyskytují v přírodě pouze ve státech,popsané antisymetrickými vlnovými funkcemi(kvantově mechanická formulace Pauliho principu).

Z této pozice vyplývá jednodušší formulace Pauliho principu, který zavedl do kvantové teorie (1925) ještě před konstrukcí kvantové mechaniky: v systému identických fermionů žádné dva z nich nemohou současně být ve stejném stavu . Všimněte si, že počet identických bosonů ve stejném stavu není omezen.

Připomeňme, že stav elektronu v atomu je jednoznačně určen množinou čtyři kvantová čísla :

· hlavní n ;

· orbitální l , obvykle jsou tyto stavy označeny 1 s, 2d, 3F;

magnetický();

· magnetický spin ().

Distribuce elektronů v atomu probíhá podle Pauliho principu, který lze formulovat pro atom v jeho nejjednodušší formě: stejný atom nemůže mít více než jeden elektron se stejnou sadou čtyř kvantových čísel: n, l, , :

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

Kde Z (n, l, , ) - počet elektronů v kvantovém stavu, popsaný sadou čtyř kvantových čísel: n, l... Tak tvrdí Pauliho princip že dva elektrony ,vázané ve stejném atomu se liší významem ,alespoň ,jedno kvantové číslo .

Maximální počet elektronů ve stavech popsaných sadou tří kvantových čísel n, l A m a lišící se pouze orientací elektronových spinů se rovná:

,

(8.2.1)

protože spinové kvantové číslo může nabývat pouze dvou hodnot: 1/2 a –1/2.

Maximální počet elektronů ve stavech definovaných dvěma kvantovými čísly n A l:

.

(8.2.2)

V tomto případě může vektor orbitálního momentu hybnosti elektronu zabírat prostor (2 l+ 1) různé orientace (obr. 8.1).

Maximální počet elektronů ve stavech určený hodnotou hlavního kvantového čísla n, rovná se:

.

(8.2.3)

Shromažďování elektronů ve víceelektronovém atomu,mající stejné hlavní kvantové číslo n,volal elektronový obal nebo vrstva .

V každém obalu jsou elektrony rozmístěny podle podskořápky , odpovídající tomuto l.

Oblast vesmíru,ve kterém je vysoká pravděpodobnost detekce elektronu, volal subshell nebo orbitální . Hlavní typy orbitalů jsou znázorněny na Obr. 8.1.

Protože orbitální kvantové číslo nabývá hodnot od 0 do , počet podslupek se rovná pořadovému číslu n skořápky. Počet elektronů v podslupce je určen magnetickými a magnetickými spinovými kvantovými čísly: maximální počet elektronů v podslupce s daným l rovná se 2 (2 l+ 1). Označení slupek, stejně jako rozložení elektronů v obalech a podslupkách jsou uvedeny v tabulce. 1.

stůl 1

Hlavní kvantové číslo n

Symbol skořápky

Maximální počet elektronů ve slupce

Orbitální kvantové číslo l

Symbol podskořápky

Maximální počet elektrony v subshell