Jaké je rozložení elektronů napříč energetickými hladinami pro různé chemické prvky. Distribuce elektronů přes energetické hladiny atomu Elektrony přes vrstvy

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.

Ve 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.

Téma lekce: „Distribuce elektronů mezi atomovými orbitaly“

Účel: studovat rozložení elektronů v orbitalech

Vývojový: rozvoj logického myšlení prostřednictvím vytváření vztahů příčina-následek.

Vzdělávací: studium pojmů jako: elektronový oblak, orbital, atomový orbital, formy existence orbitalů, pravidla pro vyplňování orbitalů.

Pozice prvku v periodické tabulce určuje jeho vlastnosti, pořadové číslo ukazuje náboj atomového jádra, číslo periody počet energetických hladin, číslo skupiny počet elektronů na poslední energetické hladině.

Elektrony jsou rozmístěny kolem jádra podle energetických hladin a pohybují se v určitých atomových orbitalech.

Atomový orbital je oblast, kde se elektron s největší pravděpodobností nachází v elektrickém poli atomového jádra.

Poloha prvku v ps určuje typ jeho orbitalů, které se liší tvarem a velikostí

s-orbitální

p-orbitální

d-orbital

prvky první periody jsou charakterizovány jedním orbitalem es, pro prvky 2. periody se k orbitalu es přidává orbital p, pro prvky 3. periody se objevuje d

Pořadí úrovní plnění a podúrovní elektrony.

I. Elektronické vzorce atomů chemických prvků jsou v tomto pořadí:

· Celkový počet elektronů v atomu určíme číslem prvku v tabulce D. I. Mendělejeva;

· Podle čísla periody je nutné určit počet úrovní energie;

· Úrovně se dělí na podúrovně a orbitaly a v souladu s tím jsou naplněny elektrony Princip nejmenší energie

· Pro usnadnění mohou být elektrony rozděleny mezi energetické hladiny pomocí vzorce N=2n2 a s ohledem na skutečnost, že:

1. u živlů hlavní podskupiny(s-; p-prvky) počet elektronů ve vnější hladině je roven číslu skupiny.

2. u živlů vedlejší podskupiny obvykle na vnější úrovni dva elektron (s výjimkou atomů). Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, která na vnější úrovni jeden elektron, y Pd na vnější úrovni nula elektrony);

3. počet elektronů na předposlední úrovni se rovná celkovému počtu elektronů v atomu mínus počet elektronů ve všech ostatních úrovních.

II. Je určeno pořadí, ve kterém elektrony vyplňují atomové orbitaly:

1.Princip co nejmenší energie

Energetická stupnice:

III. Rodiny chemických prvků.

Prvky, v jejichž atomech je s-podhladina vyplněna elektrony externí s-prvky. Toto jsou první 2 prvky každého období, tvořící hlavní podskupiny já A II skupiny.

Prvky, v jejichž atomech je p-podhladina vyplněna elektrony externí energetická hladina se nazývá p-prvky. Toto jsou poslední 6 prvky každého období (kromě já A VII), které tvoří hlavní podskupiny III-VIII skupiny.

Prvky, ve kterých je vyplněna podúroveň d druhý mimo úroveň se nazývají d-prvky. Jsou to prvky vložených desetiletí IV, V, VI období.

Prvky, ve kterých je vyplněna podúroveň f Třetí mimo úroveň se nazývají f-prvky. Mezi prvky f patří lanthanoidy a aktinidy.

Energetický stav a uspořádání elektronů v obalech nebo vrstvách atomů určují čtyři čísla, která se nazývají kvantová čísla a označují se obvykle symboly n, l, s a j; kvantová čísla mají nespojitý neboli diskrétní charakter, to znamená, že mohou přijímat pouze jednotlivé, diskrétní, hodnoty, celá čísla nebo poloviční celá čísla.

Ve vztahu ke kvantovým číslům n, l, s a j je také nutné mít na paměti následující:

1. Kvantové číslo n se nazývá hlavní číslo; je společný všem elektronům, které jsou součástí stejného elektronového obalu; jinými slovy, každý z elektronových obalů atomu odpovídá určité hodnotě hlavního kvantového čísla, a to: pro elektronové obaly K, L, M, N, O, P a Q jsou hlavní kvantová čísla rovna 1, 2, 3, 4, 5, 6, respektive 7. V případě jednoelektronového atomu (atomu vodíku) slouží hlavní kvantové číslo k určení dráhy elektronu a zároveň energie atom ve stacionárním stavu.

2. Kvantové číslo I se nazývá sekundární neboli orbitální a určuje moment hybnosti elektronu způsobený jeho rotací kolem atomového jádra. Postranní kvantové číslo může mít hodnoty 0, 1, 2, 3, . . . a obecně označované symboly s, p, d, f, . . . Elektrony, které mají stejné boční kvantové číslo, tvoří podskupinu, nebo, jak se často říká, jsou na stejné energetické podúrovni.

3. Kvantové číslo s se často nazývá spinové číslo, protože určuje moment hybnosti elektronu způsobený jeho vlastní rotací (spinový moment hybnosti).

4. Kvantové číslo j se nazývá vnitřní a je určeno součtem vektorů l a s.

Distribuce elektronů v atomech(atomové obaly) také následují některá obecná ustanovení, z nichž je třeba uvést:

1. Pauliho princip, podle kterého atom nemůže mít více než jeden elektron se stejnými hodnotami všech čtyř kvantových čísel, tj. dva elektrony ve stejném atomu se od sebe musí lišit hodnotou alespoň jednoho kvantového čísla .

2. Energetický princip, podle kterého v základním stavu atomu musí být všechny jeho elektrony na nejnižších energetických hladinách.

3. Princip počtu (počtu) elektronů v obalech, podle kterého limitní počet elektronů v obalech nesmí překročit 2n 2, kde n je hlavní kvantové číslo daného obalu. Pokud počet elektronů v určitém obalu dosáhne mezní hodnoty, pak se obal zaplní a v následujících prvcích se začne tvořit nový elektronový obal.

V souladu s tím, co bylo řečeno, níže uvedená tabulka uvádí: 1) písmenná označení elektronických shellů; 2) odpovídající hodnoty hlavních a vedlejších kvantových čísel; 3) symboly podskupin; 4) teoreticky vypočítaný největší počet elektronů jak v jednotlivých podskupinách, tak v obalech jako celku. Je nutné podotknout, že ve slupkách K, L a M počet elektronů a jejich rozdělení mezi podskupinami, stanovené ze zkušeností, plně odpovídá teoretickým výpočtům, ale v následujících slupkách jsou pozorovány značné nesrovnalosti: počet elektronů v podskupina f dosáhne mezní hodnoty pouze v N shellu, v dalším shellu se sníží a poté celá podgrupa f zmizí.

Tabulka ukazuje počet elektronů v obalech a jejich rozdělení podle podskupin pro všechny chemické prvky, včetně transuranických. Číselné údaje v této tabulce byly stanoveny jako výsledek velmi pečlivých spektroskopických studií.

_______________

Zdroj informací: STRUČNÝ FYZIKÁLNĚ TECHNICKÝ PRŮVODCE / Ročník 1, - M.: 1960.

Protože při chemických reakcích zůstávají jádra reagujících atomů nezměněna, závisí chemické vlastnosti atomů především na struktuře elektronových obalů atomů. Proto se podrobněji zastavíme u distribuce elektronů v atomu a především těch z nich, které určují chemické vlastnosti atomů (tzv. valenční elektrony), a tedy periodicitu ve vlastnostech atomů a jejich sloučeniny. Již víme, že stav elektronů lze popsat množinou čtyř kvantových čísel, ale k vysvětlení struktury elektronových obalů atomů potřebujeme znát ještě tyto tři základní principy: 1) Pauliho princip, 2) princip nejmenší energie a 3) Hundův úder. Pauliho princip. V roce 1925 švýcarský fyzik W. Pauli stanovil pravidlo, později nazývané Pauliho princip (nebo Pauliho vyloučení): atom může mít dva elektrony se stejnými vlastnostmi. S vědomím, že vlastnosti elektronů jsou charakterizovány kvantovými čísly, lze Pauliho princip formulovat takto: v atomu nemohou být dva elektrony, pro které jsou všechna čtyři kvantová čísla stejná. Alespoň jedno z kvantových čísel l, /, mt nebo m3 musí být nutně odlišné. Tedy elektrony se stejnou kva- V následujícím se dohodneme na tom, že graficky označíme elektrony s hodnotami s = + lj2> šipkou T a ty, které mají hodnoty J- ~lf2 - šipkou. Dva elektrony mající stejné spiny se často nazývají elektrony s paralelními spiny a označují ft (nebo C). Dva elektrony s opačnými spiny se nazývají elektrony s aptiparalelními spiny a označují | J-celková čísla l, I a mt musí mít nutně různé spiny. Proto v atomu mohou být pouze dva elektrony se stejným n, / a m, jeden s m = -1/2, druhý s m = + 1/2. Naopak, pokud jsou spiny dvou elektronů stejné, jedno z kvantových čísel se musí lišit: n, / nebo mh Se znalostí Pauliho principu se nyní podívejme, kolik elektronů v atomu může být na určité „orbitě“ s hlavním kvantovým číslem n. První „orbita“ odpovídá n= 1. Potom /=0, mt-0 a tl mohou mít libovolnou hodnotu: +1/2 nebo -1/2. Vidíme, že pokud je n-1, mohou existovat pouze dva takové elektrony. Obecně platí, že pro jakoukoli danou hodnotu l jsou elektrony primárně rozlišeny vedlejším kvantovým číslem /, které nabývá hodnot od 0 do l-1. Pro dané hodnoty mohou existovat (2/+1) elektrony s různými hodnotami magnetického kvantového čísla m. Toto číslo je nutné zdvojnásobit, protože dané hodnoty l, / a m( odpovídají dvěma různým hodnotám projekce rotace mx. V důsledku toho je maximální počet elektronů se stejným kvantovým číslem n vyjádřen součtem. Je jasné, proč první energetická hladina nemůže mít více než 2 elektrony, druhá - 8, třetí - 18 atd. Uvažujme např. například atom vodíku iH. Atom vodíku iH má jeden elektron a spin tohoto elektronu může být řízen libovolně (tj. ms^ + ij2 nebo mt = -1 /2) a elektron je ve stavu s-co na první energetické hladině s l - 1 (připomeňme ještě jednou, že první energetická úroveň se skládá z jedné podúrovně - 15, druhá energetická úroveň - ze dvou podúrovní - 2s a 2p, třetí - ze tří podúrovní - 3*, Zru 3d atd.). Podúroveň je zase rozdělena na kvantové buňky* (energetické stavy jsou určeny počtem možných hodnot m(, tj. 2/4-1). Buňka je obvykle graficky znázorněna obdélníkem, směrem elektronu spin je označen šipkami. Proto stav elektronu v atomu vodíku iH lze znázornit jako Ijt1, nebo, což je totéž, „kvantovou buňkou“ rozumíme * orbital charakterizovaný stejnou sadou hodnot kvantových čísel n, I a m * v každé buňce mohou být umístěny maximálně dva elektrony s paralelními spiny, což se značí ti - Rozložení elektronů v atomech V atomu helia 2He jsou kvantová čísla n- 1, / = 0 a m(-0 jsou stejné pro oba jeho elektrony, ale kvantové číslo m3 je jiné. Průměty spinu elektronů helia mohou být mt = + V2 a ms = - V2 Struktura elektronového obalu helia atom helia 2He může být reprezentován jako Is-2 nebo, což je totéž, 1S A Znázorněme strukturu elektronových obalů pěti atomů prvků druhé periody periodické tabulky: Že elektronové obaly 6N, 7N a BO musí být vyplněno přesně Takže to není předem zřejmé. Dané uspořádání spinů určuje tzv. Hundovo pravidlo (poprvé formulované v roce 1927 německým fyzikem F. Hundem). Hundovo pravidlo. Při dané hodnotě I (tj. v rámci určité podúrovně) jsou elektrony uspořádány tak, že celková sto* je maximální. Pokud je například potřeba rozmístit tři elektrony ve třech /^-buňkách atomu dusíku, pak budou každý umístěny v samostatné buňce, tj. umístěny na třech různých p-orbitalech: V tomto případě celkový spin se rovná 3/2, protože jeho projekce je rovna m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Tyto tři stejné elektrony nelze uspořádat tímto způsobem: 2p NI, protože pak projekce z celkového spinu tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Z tohoto důvodu jsou elektrony v atomech uhlíku, dusíku a kyslíku umístěny přesně tak, jak je popsáno výše. Podívejme se dále na elektronické konfigurace atomů příští třetí periody. Počínaje sodíkem uNa je naplněna třetí energetická hladina s hlavním kvantovým číslem n-3. Atomy prvních osmi prvků třetí periody mají následující elektronové konfigurace: Podívejme se nyní na elektronovou konfiguraci prvního atomu čtvrté periody, draslíku 19K. Prvních 18 elektronů vyplňuje následující orbitaly: ls12s22p63s23p6. Zdálo by se, že; že devatenáctý elektron atomu draslíku by měl dopadnout na 3d podúroveň, což odpovídá n = 3 a 1 = 2. Ve skutečnosti se však valenční elektron atomu draslíku nachází v orbitalu 4s. Další plnění skořápek po 18. prvku neprobíhá ve stejném pořadí jako v prvních dvou periodách. Elektrony v atomech jsou uspořádány v souladu s Pauliho principem a Hundovým pravidlem, ale tak, aby jejich energie byla minimální. Princip nejmenší energie (největší příspěvek k rozvoji tohoto principu měl domácí vědec V.M. Klechkovsky) - v atomu je každý elektron umístěn tak, aby jeho energie byla minimální (což odpovídá jeho největšímu spojení s jádrem) . Energie elektronu je určena především hlavním kvantovým číslem n a vedlejším kvantovým číslem /, takže nejprve jsou vyplněny ty podúrovně, pro které je součet hodnot kvantových čísel pi/ nejmenší. Například energie elektronu na podúrovni 4s je menší než na podúrovni 3d, protože v prvním případě n+/=4+0=4 a ve druhém n+/=3+2= 5; na podúrovni 5* (n+ /=5+0=5) je energie menší než na Ad (l + /=4+ 4-2=6); o 5p (l+/=5 +1 = 6) je energie menší než o 4/(l-f/= =4+3=7) atd. Byl to V. M. Klechkovsky, kdo v roce 1961 poprvé formuloval obecný postoj, který že v základním stavu elektron zaujímá hladinu nikoli s minimální možnou hodnotou n, ale s nejmenší hodnotou součtu n+/“ V případě, že pro dvě podúrovně jsou součty hodnot n+/ stejné, podúroveň s menší hodnotou je vyplněna n. Například na podúrovních 3d, Ap, 5s je součet hodnot pi/ roven 5. V tomto případě jsou podúrovně s nižšími hodnotami l plněno jako první, tj. 3dAp-5s atd. V Mendělejevově periodické soustavě prvků vypadá sled plnění elektrony úrovněmi a podúrovněmi takto (obr. 2.4). Distribuce elektronů v atomech. Schéma zaplňování energetických hladin a podúrovní elektrony V důsledku toho je podle principu nejmenší energie v mnoha případech pro elektron energeticky výhodnější, aby zaujímal podúroveň „nadložní“ hladiny, i když podúroveň „nižší“ hladiny není vyplněno: Proto se ve čtvrté periodě nejprve vyplní podúroveň 4s a teprve poté podúroveň 3d .

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

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.