Koks yra skirtingų cheminių elementų elektronų pasiskirstymas energijos lygiais. Elektronų pasiskirstymas atomo energijos lygiuose Elektronai tarp sluoksnių

Paskirstant elektronus tarp kvantinių ląstelių, vadovaujamasi šiomis gairėmis:
Remiantis Pauli principu: atomas negali turėti dviejų vienodų elektronų
visų kvantinių skaičių reikšmių rinkinys, ty atominėje orbitoje negali būti
spaudžia daugiau nei du elektronus, o jų sukimosi momentai turi būti priešingi
priešingas
↓

Žymėjimo sistema apskritai atrodo taip:

kur p yra pagrindinis, ℓ yra orbitinis kvantinis skaičius; x yra elektronų skaičius,
tam tikroje kvantinėje būsenoje. Pavyzdžiui, 4d3 įrašas gali būti
aiškinama taip: trys elektronai užima ketvirtąją energiją
Slidinėjimo lygis, d-sublygis.

Energetinių polygių išsivystymo pobūdis lemia priklausomybę
elementas į vieną ar kitą elektroninę šeimą.

S elementuose išorinis s polygis yra sudarytas, pavyzdžiui,

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
P elementuose išorinis p polygis yra sudarytas, pavyzdžiui,

9 F 1s 2s2 2p5 .

S- ir p-šeimos apima pagrindinių periodinės lentelės pogrupių elementus.
tsy D.I. Mendelejevas.

D elementuose sudaromas priešpaskutinio lygio d polygis,
Pavyzdžiui,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

D-šeima apima šalutinių pogrupių elementus. Šio se-
šeimos yra paskutinio energijos lygio s-elektronai ir d-elektronai
priešpaskutinis lygis.

F elementuose yra sukurtas trečiojo išorinio lygio f polygis,
Pavyzdžiui,

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

F-elektronų šeimos atstovai yra lantanidai ir aktinidai.

Kvantinis skaičius gali turėti dvi reikšmes: Todėl atome gali būti ne daugiau kaip elektronai, esant tam tikros vertės būsenoms:

Juostos teorijos pagrindai

Remiantis Bohro postulatais, izoliuotame atome elektrono energija gali turėti griežtai atskiras reikšmes (taip pat sakoma, kad elektronas yra vienoje iš orbitų).

Esant keletui atomų, sujungtų cheminiu ryšiu (pavyzdžiui, molekulėje), elektronų orbitalės suskaidomos proporcingu atomų skaičiui ir susidaro vadinamosios molekulinės orbitalės. Toliau didėjant sistemai iki makroskopinio kristalo (atomų skaičius didesnis nei 10 20), orbitų skaičius tampa labai didelis, o kaimyninėse orbitose esančių elektronų energijų skirtumas atitinkamai yra labai mažas, energija lygiai yra suskirstyti į beveik ištisinius atskirus rinkinius – energijos zonas. Aukščiausia iš leistinų puslaidininkių ir dielektrikų energijos juostų, kuriose 0 K temperatūroje visas energijos būsenas užima elektronai, vadinama valentine juosta, kita – laidumo juosta. Metaluose laidumo juosta yra didžiausia leistina juosta, kurioje elektronai yra 0 K temperatūroje.

Juostos teorija remiasi šiais pagrindiniais aproksimacija:

1. Kieta medžiaga yra idealiai periodiškas kristalas.

2. Kristalinės gardelės mazgų pusiausvyros padėtys yra fiksuotos, tai yra, atomų branduoliai laikomi nejudančiais (adiabatinė aproksimacija). Mažos atomų vibracijos aplink pusiausvyros padėtis, kurias galima apibūdinti kaip fononus, vėliau įvedamos kaip elektroninės energijos spektro sutrikimas.

3. Daugelio elektronų problema redukuojama iki vieno elektrono: visų kitų įtaką tam tikram elektronui apibūdina koks nors vidutinis periodinis laukas.

Kai kurie iš esmės daugiaelektroniniai reiškiniai, tokie kaip feromagnetizmas, superlaidumas ir tie, kuriuose vaidina eksitonai, negali būti nuosekliai nagrinėjami juostos teorijos rėmuose. Tuo pačiu metu, taikant bendresnį požiūrį į kietųjų kūnų teorijos konstravimą, paaiškėjo, kad daugelis juostos teorijos rezultatų yra platesni nei pradinės prielaidos.

Fotolaidumas.

Fotolaidumas- medžiagos elektrinio laidumo pasikeitimo reiškinys, kai sugeria elektromagnetinę spinduliuotę, tokią kaip matoma, infraraudonoji, ultravioletinė ar rentgeno spinduliuotė.

Puslaidininkiams būdingas fotolaidumas. Puslaidininkių elektrinį laidumą riboja krūvininkų trūkumas. Kai fotonas absorbuojamas, elektronas juda iš valentinės juostos į laidumo juostą. Dėl to susidaro krūvininkų pora: elektronas laidumo juostoje ir skylė valentinėje juostoje. Abu krūvininkai, kai į puslaidininkį įjungiama įtampa, sukuria elektros srovę.

Kai vidiniame puslaidininkyje sužadinamas fotolaidumas, fotono energija turi viršyti juostos tarpą. Legiruotame puslaidininkyje fotono sugertį gali lydėti perėjimas nuo juostos tarpoje esančio lygio, o tai leidžia padidinti šviesos bangos ilgį, sukeliantį fotolaidumą. Ši aplinkybė svarbi norint aptikti infraraudonąją spinduliuotę. Aukšto fotolaidumo sąlyga taip pat yra didelis šviesos sugerties greitis, kuris realizuojamas tiesioginio tarpo puslaidininkiuose

Kvantiniai reiškiniai

37) Branduolinė struktūra ir radioaktyvumas

Atomo branduolys- centrinė atomo dalis, kurioje sutelkta didžioji jo masės dalis (daugiau nei 99,9%). Branduolys yra teigiamai įkrautas branduolio krūvį lemia cheminis elementas, kuriam priskiriamas atomas. Įvairių atomų branduolių dydžiai yra keli femtometrai, kurie yra daugiau nei 10 tūkstančių kartų mažesni už paties atomo dydį.

Protonų skaičius branduolyje vadinamas jo krūvio skaičiumi - šis skaičius yra lygus elemento, kuriam priklauso atomas, eilės numeriui Mendelejevo lentelėje (Periodinėje elementų lentelėje). Protonų skaičius branduolyje lemia neutralaus atomo elektronų apvalkalo struktūrą, taigi ir atitinkamo elemento chemines savybes. Neutronų skaičius branduolyje vadinamas jo izotopinis skaičius. Branduoliai, turintys vienodą protonų skaičių ir skirtingą neutronų skaičių, vadinami izotopais. Branduoliai, turintys vienodą neutronų skaičių, bet skirtingą protonų skaičių, vadinami izotonais. Terminai izotopas ir izotonas taip pat vartojami nurodant atomus, kuriuose yra šių branduolių, taip pat apibūdinant nechemines vieno cheminio elemento atmainas. Bendras nukleonų skaičius branduolyje vadinamas jo masės skaičiumi () ir yra maždaug lygus vidutinei atomo masei, parodytai periodinėje lentelėje. Nuklidai, turintys tą patį masės skaičių, bet skirtingą protonų ir neutronų sudėtį, paprastai vadinami izobarais.

Radioaktyvusis skilimas(iš lat. spindulys"spindulys" ir āctīvus„efektyvus“ - spontaniškas sudėties pokytis (mokestis Z, masės skaičius A) arba nestabilių atomų branduolių vidinė struktūra, išspinduliuojant elementariąsias daleles, gama spindulius ir (arba) branduolio fragmentus. Taip pat vadinamas radioaktyvaus skilimo procesas radioaktyvumas, o atitinkami branduoliai (nuklidai, izotopai ir cheminiai elementai) yra radioaktyvūs. Medžiagos, kuriose yra radioaktyvių branduolių, dar vadinamos radioaktyviosiomis.

Pamokos tema: „Elektronų pasiskirstymas tarp atominių orbitų“

Tikslas: ištirti elektronų pasiskirstymą orbitose

Vystymasis: loginio mąstymo ugdymas, nustatant priežasties ir pasekmės ryšius.

Švietimas: studijų sąvokos, tokios kaip: elektronų debesis, orbita, atominė orbita, orbitų egzistavimo formos, orbitalių užpildymo taisyklės.

Elemento padėtis periodinėje lentelėje lemia jo savybes, eilės numeris – atomo branduolio krūvį, periodo skaičius – energijos lygių skaičių, grupės numeris – elektronų skaičių paskutiniame energijos lygyje.

Elektronai pasiskirsto aplink branduolį pagal energijos lygius ir juda tam tikromis atominėmis orbitomis.

Atominė orbita yra sritis, kurioje elektronas greičiausiai yra atomo branduolio elektriniame lauke.

Elemento padėtis ps lemia jo orbitalių, kurios skiriasi forma ir dydžiu, tipą

s-orbitalė

p-orbital

d-orbitalė

pirmojo periodo elementai apibūdinami viena es orbitale, 2 periodo elementams prie es orbitalės pridedama p orbitalė, 3 periodo elementams atsiranda d

Lygių ir polygių užpildymo elektronais tvarka.

I. Cheminių elementų atomų elektroninės formulės yra tokia tvarka:

· Bendrą elektronų skaičių atome nustatome pagal D.I. lentelės elementų skaičių;

· Pagal periodo skaičių būtina nustatyti energijos lygių skaičių;

· Lygiai skirstomi į polygius ir orbitales ir atitinkamai užpildomi elektronais Mažiausios energijos principas

· Patogumui elektronus galima paskirstyti energijos lygiams naudojant formulę N=2n2 ir atsižvelgiant į tai, kad:

1. prie stichijų pagrindiniai pogrupiai(s-; p-elementai) elektronų skaičius išoriniame lygyje lygus grupės skaičiui.

2. prie stichijų šoniniai pogrupiai dažniausiai išoriniame lygmenyje du elektronas (išskyrus atomus Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, kuris išoriniame lygmenyje vienas elektronas, y Pd išoriniame lygmenyje nulis elektronai);

3. Elektronų skaičius priešpaskutiniame lygyje yra lygus bendram elektronų skaičiui atome atėmus elektronų skaičių visuose kituose lygiuose.

II. Nustatoma tvarka, kuria elektronai užpildo atomines orbitas:

1.Mažiausios energijos principas

Energijos skalė:

III. Cheminių elementų šeimos.

Elementai, kurių atomuose s polygis užpildytas elektronais išorės s-elementai. Tai yra pirmieji 2 kiekvieno laikotarpio elementai, sudarantys pagrindinius pogrupius aš Ir II grupės.

Elementai, kurių atomuose p polygis užpildytas elektronais išorės energijos lygis vadinamas p-elementai. Tai yra paskutiniai 6 kiekvieno laikotarpio elementai (išskyrus aš Ir VII), sudaro pagrindinius pogrupius III-VIII grupės.

Elementai, kuriuose užpildomas d polygis antra už lygio yra vadinami d-elementai. Tai įterptų dešimtmečių elementai IV, V, VI laikotarpiais.

Elementai, kuriuose užpildytas f polygis trečias už lygio yra vadinami f-elementai. F elementai apima lantanidus ir aktinidus.

Elektronų energetinę būseną ir išsidėstymą apvalkaluose ar atomų sluoksniuose lemia keturi skaičiai, kurie vadinami kvantiniais skaičiais ir dažniausiai žymimi simboliais n, l, s ir j; Kvantiniai skaičiai turi nenutrūkstamą arba diskrečiąjį pobūdį, t.

Kalbant apie kvantinius skaičius n, l, s ir j, taip pat būtina turėti omenyje:

1. Kvantinis skaičius n vadinamas pagrindiniu skaičiumi; jis būdingas visiems elektronams, kurie yra to paties elektronų apvalkalo dalis; kitaip tariant, kiekvienas atomo elektronų apvalkalas atitinka tam tikrą pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmę, būtent: elektronų apvalkalų K, L, M, N, O, P ir Q pagrindiniai kvantiniai skaičiai yra lygūs Atitinkamai 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7. Vieno elektrono atomo (vandenilio atomo) atveju pagrindinis kvantinis skaičius padeda nustatyti elektrono orbitą ir tuo pačiu metu jo energiją. atomas stacionarioje būsenoje.

2. Kvantinis skaičius I vadinamas antriniu, arba orbitiniu, ir nustato kampinį elektrono impulsą, kurį sukelia jo sukimasis aplink atomo branduolį. Šoninis kvantinis skaičius gali turėti reikšmes 0, 1, 2, 3, . . . , ir apskritai žymimas simboliais s, p, d, f, . . . Elektronai, turintys tą patį antrinį kvantinį skaičių, sudaro pogrupį arba, kaip dažnai sakoma, yra tame pačiame energijos polygyje.

3. Kvantinis skaičius s dažnai vadinamas sukimosi skaičiumi, nes jis lemia elektrono kampinį impulsą, kurį sukelia jo paties sukimasis (sukimosi kampinis momentas).

4. Kvantinis skaičius j vadinamas vidiniu ir nustatomas pagal vektorių l ir s sumą.

Elektronų pasiskirstymas atomuose(atominiai apvalkalai) taip pat vadovaujasi kai kuriomis bendromis nuostatomis, kurias būtina nurodyti:

1. Pauli principas, pagal kurį atomas negali turėti daugiau nei vieno elektrono, kurio visų keturių kvantinių skaičių reikšmės yra vienodos, t. y. du elektronai tame pačiame atome turi skirtis vienas nuo kito bent vieno kvantinio skaičiaus reikšme. .

2. Energijos principas, pagal kurį atomo pagrindinėje būsenoje visi jo elektronai turi būti žemiausiuose energijos lygiuose.

3. Elektronų skaičiaus (skaičiaus) apvalkaluose principas, pagal kurį ribinis elektronų skaičius apvalkaluose negali viršyti 2n 2, kur n yra pagrindinis duoto apvalkalo kvantinis skaičius. Jeigu elektronų skaičius tam tikrame apvalkale pasiekia ribinę reikšmę, tai apvalkalas prisipildo ir pradeda formuotis naujas elektronų apvalkalas šiuose elementuose.

Remiantis tuo, kas buvo pasakyta, toliau pateiktoje lentelėje pateikiami: 1) elektroninių apvalkalų raidiniai pavadinimai; 2) atitinkamos pagrindinių ir antrinių kvantinių skaičių reikšmės; 3) pogrupių simboliai; 4) teoriškai apskaičiuotas didžiausias elektronų skaičius tiek atskiruose pogrupiuose, tiek visuose apvalkaluose. Būtina pažymėti, kad K, L ir M apvalkaluose elektronų skaičius ir jų pasiskirstymas tarp pogrupių, nustatytas remiantis patirtimi, visiškai atitinka teorinius skaičiavimus, tačiau šiuose apvalkaluose pastebimi reikšmingi neatitikimai: elektronų skaičius f pogrupis pasiekia ribinę reikšmę tik N apvalkale, kitame apvalkale ji mažėja, o tada visas f pogrupis išnyksta.

Lentelėje parodytas elektronų skaičius apvalkaluose ir jų pasiskirstymas pagal pogrupius visiems cheminiams elementams, įskaitant transuraninius. Šios lentelės skaitiniai duomenys buvo nustatyti atlikus labai kruopščius spektroskopinius tyrimus.

_______________

Informacijos šaltinis: TRUMPAS FIZINIS IR TECHNINIS VADOVAS / 1 tomas, - M.: 1960 m.

Kadangi vykstant cheminėms reakcijoms reaguojančių atomų branduoliai išlieka nepakitę, atomų cheminės savybės pirmiausia priklauso nuo atomų elektroninių apvalkalų sandaros. Todėl plačiau pakalbėsime apie elektronų pasiskirstymą atome ir daugiausia tų, kurie lemia atomų chemines savybes (vadinamieji valentiniai elektronai), taigi ir atomų savybių bei jų savybių periodiškumą. junginiai. Jau žinome, kad elektronų būseną galima apibūdinti keturių kvantinių skaičių rinkiniu, tačiau norint paaiškinti atomų elektronų apvalkalų struktūrą, turime žinoti dar tris pagrindinius principus: 1) Pauli principą, 2) mažiausios energijos principas ir 3) Hundo smūgis. Pauliaus principas. 1925 metais šveicarų fizikas W. Pauli nustatė taisyklę, vėliau pavadintą Pauli principu (arba Pauli išskyrimu): atomas gali turėti du vienodų savybių elektronus. Žinant, kad elektronų savybes apibūdina kvantiniai skaičiai, Pauli principą galima suformuluoti taip: atome negali būti dviejų elektronų, kurių visi keturi kvantiniai skaičiai būtų vienodi. Bent vienas iš kvantinių skaičių l, /, mt arba m3 būtinai turi skirtis. Taigi, elektronus su tuo pačiu kvantu sutiksime grafiškai pažymėti elektronus, kurių reikšmės s = + lj2>, rodykle T, o tuos, kurių reikšmės yra J- ~ lf2 - rodykle turintys vienodus sukinius, dažnai vadinami elektronais su lygiagrečiais sukiniais ir žymimi ft (arba C). Du elektronai, turintys priešingus sukinius, vadinami elektronais su lygiagrečiais sukiniais ir žymi | J-bendrieji skaičiai l, I ir mt būtinai turi turėti skirtingus sukimus. Todėl atome gali būti tik du elektronai, kurių n, / ir m, vienas su m = -1/2, kitas su m = + 1/2. Priešingai, jei dviejų elektronų sukiniai yra vienodi, vienas iš kvantinių skaičių turi skirtis: n, / arba mh Žinodami Pauli principą, pažiūrėkime, kiek elektronų atome gali būti tam tikroje „orbitoje“ su pagrindiniu kvantiniu skaičiumi n Pirmoji „orbita“ atitinka n= 1. Tada /=0, mt-0 ir tl gali turėti savavališką reikšmę: +1/2 arba -1/2. Matome, kad jei n-1, tai gali būti tik du tokie elektronai. Bendruoju atveju bet kuriai nurodytai l reikšmei elektronai pirmiausia išsiskiria šoniniu kvantiniu skaičiumi /, kurio reikšmės yra nuo 0 iki l-1. Pateiktoms vertėms gali būti (2/+1) elektronų su skirtingomis magnetinio kvantinio skaičiaus m reikšmėmis. Šis skaičius turi būti padvigubintas, nes nurodytos l, / ir m reikšmės atitinka dvi skirtingas sukimosi projekcijos mx reikšmes. Vadinasi, maksimalus elektronų skaičius su tuo pačiu kvantiniu skaičiumi n išreiškiamas suma. Aišku, kodėl pirmame energijos lygyje gali būti ne daugiau kaip 2 elektronai, antrame – 8, trečiame – 18 ir tt. pavyzdžiui, vandenilio atomas iH. Vandenilio atomas iH turi vieną elektroną, o šio elektrono sukinys gali būti nukreiptas savavališkai (t. y. ms^ + ij2 arba mt = -1 /2), o elektronas yra s-co būsenoje pirmame energijos lygyje su l - 1 (dar kartą prisiminkime, kad pirmasis energijos lygis susideda iš vieno polygio - 15, antrasis energijos lygis - iš dviejų sublygių - 2s ir 2p, trečiasis - iš trijų sublygių - 3*, Zru 3d ir tt). Polygis savo ruožtu yra padalintas į kvantines ląsteles* (energijos būsenos nustatomos pagal galimų reikšmių skaičių m(, t.y. 2/4-1). Ląstelė dažniausiai grafiškai pavaizduojama stačiakampiu, elektrono kryptimi sukinys žymimas rodyklėmis, todėl elektrono būsena vandenilio atome iH gali būti pavaizduota kaip Ijt1, arba, kas yra ta pati, „kvantinė ląstelė“ reiškia * orbitą, kuriai būdinga ta pati verčių rinkinys. Kvantinių skaičių n, I ir m * kiekvienoje ląstelėje gali būti daugiausiai du elektronai su lygiagrečiais sukiniais, o tai žymima ti - Elektronų pasiskirstymas atomuose Helio atome 2He kvantiniai skaičiai n- 1, / = 0 ir m(-0 yra vienodi abiem jo elektronams, bet skiriasi kvantinis skaičius m3. Helio elektronų sukinio projekcijos gali būti mt = + V2 ir ms = - V2 Elektroninio apvalkalo struktūra helio atomas 2He gali būti pavaizduotas kaip Is-2 arba, kas yra tas pats, 1S Ir Pavaizduokime antrojo periodinės lentelės periodo elementų penkių atomų elektronų apvalkalų struktūrą: Kad elektronų apvalkalai 6N, 7N ir BO turi būti užpildytas tiksliai, tai nėra akivaizdu iš anksto. Pateiktą sukinių išdėstymą nulemia vadinamoji Hundo taisyklė (pirmą kartą 1927 m. suformulavo vokiečių fizikas F. Hundas). Hundo taisyklė. Esant tam tikram I reikšmei (t. y. tam tikrame polygyje) elektronai išsidėsto taip, kad bendras šimtas* būtų maksimalus. Jei, pavyzdžiui, tris elektronus reikia paskirstyti trijose azoto atomo /^-ląstelėse, tada kiekvienas iš jų bus atskiroje ląstelėje, t.y., ant trijų skirtingų p-orbitalių: Šiuo atveju bendras sukinys yra lygus 3/2, nes jo projekcija lygi m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Tie patys trys elektronai negali būti išdėstyti taip: 2p NI nes tada projekcija viso sukimosi tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Dėl šios priežasties elektronai anglies, azoto ir deguonies atomuose išsidėstę tiksliai taip, kaip aprašyta aukščiau. Toliau panagrinėkime kito trečiojo periodo atomų elektronines konfigūracijas. Pradedant nuo natrio uNa, užpildomas trečiasis energijos lygis, kurio pagrindinis kvantinis skaičius yra n-3. Pirmųjų aštuonių trečiojo periodo elementų atomai turi tokias elektronines konfigūracijas: Dabar panagrinėkime pirmojo ketvirtojo periodo atomo elektroninę konfigūraciją, kalio 19K. Pirmieji 18 elektronų užpildo šias orbitales: ls12s22p63s23p6. Atrodytų, kad; kad devynioliktasis kalio atomo elektronas turėtų nukristi į 3d polygį, kuris atitinka n = 3 ir 1 = 2. Tačiau iš tikrųjų kalio atomo valentinis elektronas yra 4s orbitoje. Tolesnis lukštų užpildymas po 18-ojo elemento nevyksta ta pačia seka kaip pirmaisiais dviem laikotarpiais. Elektronai atomuose išsidėstę pagal Pauli principą ir Hundo taisyklę, tačiau taip, kad jų energija būtų minimali. Mažiausios energijos principas (didžiausią indėlį į šio principo plėtrą įnešė vietinis mokslininkas V.M. Klečkovskis) - atome kiekvienas elektronas yra taip, kad jo energija būtų minimali (tai atitinka didžiausią ryšį su branduoliu) . Elektrono energiją daugiausia lemia pagrindinis kvantinis skaičius n ir antrinis kvantinis skaičius /, todėl pirmiausia užpildomi tie polygiai, kuriems kvantinių skaičių pi/ reikšmių suma yra mažiausia. Pavyzdžiui, elektrono energija 4s polygyje yra mažesnė nei 3d polygyje, nes pirmuoju atveju n+/=4+0=4, o antruoju n+/=3+2= 5; 5* polygyje (n+ /=5+0=5) energija mažesnė nei Ad (l + /=4+ 4-2=6); 5p (l+/=5 +1 = 6) energija mažesnė nei 4/(l-f/= =4+3=7) ir tt Būtent V.M.Klečkovskis 1961 m. pirmą kartą suformulavo bendrą poziciją kad pagrindinėje būsenoje elektronas užima ne mažiausią įmanomą n reikšmę, o mažiausią n+/“ sumos reikšmę. Tuo atveju, kai dviejų polygių n+/ reikšmių sumos yra lygios, polygis su mažesne reikšme užpildomas n Pavyzdžiui, polygiuose 3d, Ap, 5s, pi/ reikšmių suma yra lygi 5. Šiuo atveju polygiai, kurių l reikšmės yra mažesnės, yra. užpildyti pirmiausia, t.y. 3dAp-5s ir tt Mendelejevo periodinėje elementų sistemoje užpildymo elektronais seka lygiai ir polygiai atrodo taip (2.4 pav.). Elektronų pasiskirstymas atomuose. Energijos lygių ir polygių užpildymo elektronais schema Vadinasi, pagal mažiausios energijos principą, daugeliu atvejų elektronui energetiškai palankiau užimti „viršutinio“ lygio polygį, nors „apatinio“ lygio polygis. neužpildytas: Štai kodėl ketvirtame periode pirmiausia užpildomas 4s polygis ir tik po to 3d sublygis .

Elektronų pasiskirstymas atome vykdomas pagal 3 kvantinės mechanikos nuostatas: Pauli principą; minimalios energijos principas; Hundo taisyklė.

Pagal Pauli principą Atomas negali turėti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių reikšmės būtų vienodos. Pauli principas nustato maksimalų elektronų skaičių vienoje orbitoje, lygyje ir polygyje. Kadangi AO charakterizuojamas trimis kvantiniais skaičiais n, l, ml, tam tikros orbitos elektronai gali skirtis tik savo sukimosi kvantiniu skaičiumi ms. Bet ms gali turėti tik dvi reikšmes +½ ir -½.

Vadinasi, vienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai su priešingais sukiniais. Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje apibrėžiamas kaip 2 n 2, o žemesniame lygyje - kaip 2 (2 l+1). Didžiausias elektronų, esančių skirtinguose lygiuose ir polygiuose, skaičius pateiktas lentelėje. 2.1.

Didžiausias elektronų skaičius kvantiniuose ir sublygiuose

Orbitalių užpildymo elektronais seka atliekama pagal minimalios energijos principas, Kuriuo elektronai užpildo orbitales pagal didėjantį orbitų energijos lygį. Nustatoma orbitalių eiliškumas energijoje Klečkovskio taisyklė : energijos padidėjimas ir atitinkamai orbitalių užpildymas vyksta didėjančia suma (n + l), o su lygia suma (n + l) - didėjančia n tvarka.

Elektronų pasiskirstymo tarp energijos lygių ir polygių tvarka atomo apvalkale tai vadinama elektroninė konfigūracija. Rašant elektroninę konfigūraciją, lygio numeris (pagrindinis kvantinis skaičius) žymimas skaičiais 1, 2, 3, 4..., polygis (orbitinis kvantinis skaičius) - raidėmis. s, p, d, f. Elektronų skaičius polygyje nurodomas skaičiumi, kuris užrašomas polygio simbolio viršuje. Pavyzdžiui, sieros atomo elektroninė konfigūracija yra 16 S 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ir vanadis 23 V 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4 s 2 .

Atomų chemines savybes daugiausia lemia išorinių energijos lygių struktūra, kuri vadinama valentingumas. Visiškai užbaigti energijos lygiai nedalyvauja cheminėje sąveikoje. Todėl, siekiant trumpumo registruojant elektroninę atomo konfigūraciją, jie dažnai žymimi ankstesnių tauriųjų dujų simboliu. Taigi, siera: 3 s 2 3p 4 ; vanadžiui: 3 d 3 4s 2. Tuo pačiu sutrumpintas žymėjimas aiškiai išryškina valentinius elektronus, lemiančius chemines elemento atomų savybes.

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas paskutinis, visi cheminiai elementai skirstomi į 4 elektronines šeimas: s-, p-, d-, f- elementai. Elementai, kurių atomai paskutiniai užpildo išorinio lygio s polygį, vadinami s elementais. U s- valentiniai elementai yra s-išorinio energijos lygio elektronai.

U p-elementai, išorinio lygio p polygis užpildomas paskutinis. Jų valentiniai elektronai yra ant p- Ir s- išorinio sluoksnio posluoksniai. U d-elementai, priešišorinio lygio d-polygis užpildomas paskutinis ir valentingumas yra s- elektronai išorinės ir d- išankstinių išorinių energijos lygių elektronai. U f-elementai, paskutinis turi būti užpildytas trečiojo išorinio energijos lygio f polygis.

Elektroninė atomo konfigūracija taip pat gali būti pavaizduota elektronų išdėstymo kvantinėse ląstelėse diagramose, kurios yra grafinis atominės orbitos vaizdas. Kiekvienoje kvantinėje ląstelėje gali būti ne daugiau kaip du elektronai su priešingais sukiniais. Elektronų išdėstymo viename polygyje tvarka nustatoma pagal Hundo taisyklę: Polygyje elektronai dedami taip, kad jų bendras sukinys būtų maksimalus. Kitaip tariant, tam tikro polygio orbitales pirmiausia užpildo vienas elektronas su tais pačiais sukiniais, o paskui antras elektronas su priešingais sukiniais.

Visas sukimasis R- sieros atomo S trečiojo energijos lygio elektronai ms= ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d- vanadžio atomo elektronai,

S ms= ½ + ½ + ½ = 3/2.

Dažnai grafiškai pavaizduojama ne visa elektroninė formulė, o tik tie polygiai, kuriuose yra valentiniai elektronai, pvz.

16 S…3 s 2 3p 4 ; 23 V…3 d 3 4s 2 .

Grafiškai vaizduojant elektroninę atomo konfigūraciją sužadintoje būsenoje, laisvos valentinės orbitalės vaizduojamos kartu su užpildytomis. Pavyzdžiui, fosforo atome trečiajame energijos lygyje yra vienas s-AO, trys R-AO ir penki d-AO. Fosforo atomo elektroninė konfigūracija pagrindinėje būsenoje turi formą

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

Fosforo valentingumas, nustatomas pagal nesuporuotų elektronų skaičių, lygus 3. Kai atomas pereina į sužadintą būseną, 3 būsenos elektronai susiporuoja s o vienas iš elektronų su s- gali eiti į žemesnį lygį d- žemesnio lygio:

P*… 3 s 2 3p 3 3d 1

Šiuo atveju fosforo valentingumas pasikeičia nuo trijų (PCl 3) pagrindinėje būsenoje iki penkių (PCl 5) sužadintoje būsenoje.