W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két olyan elektron lehet, amelyeknek ellentétes (antiparallel) spinje van (az angol fordításban „orsó”), vagyis olyan tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek feltételesen úgy ábrázolható, mint egy elektron forgása képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányba. Ezt az elvet Pauli-elvnek nevezik.

Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az 5. ábra az energiaszintek alszintekre való felosztását mutatja be.

Az S-pálya, amint azt már tudod, gömb alakú. A hidrogénatom elektronja (s = 1) ezen a pályán található, és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen lesz írva: 1s 1. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a betű előtti szám jelöli (1 ...), az alszintet (pályatípust) a latin betű, és a szám, amely a jobb felső sarokban található. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy He hélium atomra, amelyen két pár elektron van ugyanazon az s-pályán, ez a képlet: 1s 2 .

A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz.

A második energiaszintnek (n = 2) négy pályája van: egy s és három p. A második szintű s-pályás elektronok (2s-pályák) nagyobb energiával rendelkeznek, mivel nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint az 1s-pályás elektronok (n = 2).

Általánosságban elmondható, hogy minden n értékhez tartozik egy s-pálya, de ennek megfelelő mennyiségű elektronenergiája van, és ezért megfelelő átmérőjű, amely az n értékének növekedésével nő.

Az R-pálya súlyzó vagy nyolcas formájú. Mindhárom p-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Ismét hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) n = 2-től kezdve három p-pályája van. Az n értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő p-pályákat foglalnak el, amelyek az x, y és z tengely mentén irányulnak.

A második periódus elemeinél (n = 2) először egy β-pályát, majd három p-pályát töltünk ki. Elektronikus képlet 1l: 1s 2 2s 1. Az elektron gyengébb kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen leadhatja (ahogy nyilván emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), Li + ionná alakulva.

A Be 0 berillium atomban a negyedik elektron is a 2s pályán található: 1s 2 2s 2. A berillium atom két külső elektronja könnyen levál - a Be 0 Be 2+ kationná oxidálódik.

A bóratomnál az ötödik elektron 2p pályát foglal el: 1s 2 2s 2 2p 1. Továbbá a C, N, O, E atomok 2p pályákkal vannak kitöltve, ami a nemesgáz neonnal végződik: 1s 2 2s 2 2p 6.

A harmadik periódus elemeinél az Sv-, illetve az Sp-pályákat töltjük ki. A harmadik szint öt d-pályája szabadon marad:

Előfordul, hogy az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, vagyis a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronképleteit írják le, ellentétben a fent megadott teljes elektronképletekkel. .

A nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron a 4., illetve 5. pályát foglalja el: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Minden nagy periódus harmadik elemétől kiindulva a következő tíz elektron az előző 3d-, illetve 4d-pályára kerül (másodlagos alcsoportok elemei esetén): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Általános szabály, hogy az előző d-alszint kitöltésekor a külső (4p-, illetve 5p-) p-alszint kitöltése megkezdődik.

A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek általában elektronokkal vannak feltöltve, a következőképpen: az első két elektron a külső β-alszintre kerül: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; a következő egy elektron (Na és Ac esetén) az előzőhöz (p-alszint: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 és 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Ezután a következő 14 elektron kívülről a harmadik energiaszintre kerül a 4f, illetve az 5f pályán a lantanidok és az aktinidák számára.

Ezután a második külső energiaszint (d-alszint) kezd újra felépülni: a másodlagos alcsoportok elemeinél: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - és végül csak az aktuális szint tíz elektronnal való teljes feltöltése után töltődik újra a külső p-alszint:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Nagyon gyakran az atomok elektronhéjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - írják le az úgynevezett grafikus elektronikus képleteket. Ehhez a rekordhoz a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy pályának megfelelő cella jelöl; minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell megjegyezni: a Pauli-elvet, amely szerint egy cellában legfeljebb két elektron lehet (pályák, de antiparallel spinekkel), és F. Hund szabályát, amely szerint az elektronok szabad cellákat (pályákat) foglalnak el, ezekben helyezkednek el egyenként és ugyanakkor azonos spinértékkel rendelkeznek, és csak ezután párosulnak, de a pörgetések ebben az esetben a Pauli-elv szerint már ellentétes irányú.

Végezetül tekintsük meg még egyszer az elemek atomjainak elektronkonfigurációinak leképezését a D. I. Mengyelejev rendszer periódusaiban. Az atomok elektronszerkezetének sémái az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják be.

A hélium atomban az első elektronréteg elkészült - 2 elektronja van.

A hidrogén és a hélium s-elemek, ezeknek az atomoknak elektronokkal teli s-pályájuk van.

A második periódus elemei

A második periódus összes eleménél az első elektronréteget kitöltik, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg e- és p-pályáit a legkisebb energia elve (először s-, majd p) és a szabályok szerint. Pauli és Hund (2. táblázat).

A neonatomban elkészült a második elektronréteg - 8 elektronja van.

2. táblázat A második periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

A táblázat vége. 2

Li, Be β-elemek.

A B, C, N, O, F, Ne p-elemek, ezeknek az atomoknak elektronokkal teli p-pályájuk van.

A harmadik periódus elemei

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg elkészül, ezért a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s, 3p és 3d alszinteket (3. táblázat).

3. táblázat A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

A magnézium atomnál egy 3s-elektron pálya fejeződik be. Na és Mg s-elemek.

Az argonatomban a külső rétegben (a harmadik elektronrétegben) 8 elektron található. Külső rétegként teljes, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen 3d pályákkal rendelkeznek.

Al-tól Ar-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a periódusos rendszer fő alcsoportjait.

A kálium és kalcium atomoknál megjelenik egy negyedik elektronréteg, és a 4s alszint kitöltődik (4. táblázat), mivel ennek energiája kisebb, mint a 3d alszint. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére: 1) az argon feltételesen grafikus elektronképletét a következőképpen jelöljük:
Ar;

2) nem ábrázoljuk azokat az alszinteket, amelyek ezeknél az atomoknál nincsenek kitöltve.

4. táblázat A negyedik periódus elemei atomjainak elektronhéjainak szerkezete

K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek 3D elemek. A másodlagos alcsoportokba tartoznak, pre-külső elektronréteggel rendelkeznek, átmeneti elemeknek nevezik őket.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronhéjának szerkezetére. Ezekben egy elektron "meghibásodása" következik be a 4n-ről a 3d alszintre, ami a kapott 3d 5 és 3d 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektron van rajtuk.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a 4p alszint töltődik tovább: A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek.

A kriptonatom külső rétege (negyedik) teljes, és 8 elektronból áll. De csak a negyedik elektronrétegben, amint tudod, 32 elektron lehet; a kriptonatom 4d és 4f alszintjei még mindig kitöltetlenek.

Az ötödik periódus elemei a következő sorrendben töltik ki az alszinteket: 5s-> 4d -> 5p. És vannak kivételek is az elektronok "meghibásodásával" kapcsolatban, 41 Nb, 42 MO stb.

A hatodik és a hetedik periódusban olyan elemek jelennek meg, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f és 5f alszintjei töltődnek fel.

A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.

Az 5f-elemeket aktinidáknak nevezzük.

Az elektronikus részszintek kitöltési sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Сs és 56 Ва - 6s-elemek;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 Tl - 86 Rn - 6p elemek. De még itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f alszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár.

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint azt már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva (7. ábra).

1) s-elemek; az atom külső szintjének β-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;

2) p-elemek; az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; p elemek a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;

3) d-elemek; az atom prekülső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; A d-elemek az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemeit tartalmazzák, vagyis az s- és p-elemek között elhelyezkedő nagy periódusok évtizedes interkalált elemeit. Átmeneti elemeknek is nevezik őket;

4) f-elemek, az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

1. Mi történne, ha a Pauli-elvet nem tartják tiszteletben?

2. Mi történne, ha nem tartják tiszteletben Hund uralmát?

3. Készítsen diagramokat az alábbi kémiai elemek atomjainak elektronszerkezetéről, elektronképleteiről és grafikus elektronképleteiről: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra!

4. Írja fel a 110-es elem elektronikus képletét a megfelelő nemesgáz szimbólumával!

5. Mi az elektron „meghibásodása”? Mondjon példákat azokra az elemekre, amelyekben ez a jelenség megfigyelhető, írja le elektronikus képleteiket!

6. Hogyan történik a tulajdonjog meghatározása kémiai elem ehhez vagy ahhoz az elektronikus családhoz?

7. Hasonlítsa össze a kénatom elektronikus és grafikus elektronképleteit! Mit További információ tartalmazza az utolsó képletet?

Elektronikus konfiguráció atom - elektronpályáinak numerikus ábrázolása. Az elektronpályák területek különféle formák, amely az atommag körül helyezkedik el, amelyben az elektron matematikailag valószínű. Elektronikus konfiguráció segít gyorsan és egyszerűen megmondani, hány elektronpályája van egy atomnak, valamint meghatározza az egyes pályákon lévő elektronok számát. A cikk elolvasása után elsajátítja az elektronikus konfigurációk összeállításának módszerét.

1. Keresse meg atomjának rendszámát. Minden atomhoz bizonyos számú elektron kapcsolódik. Keresse meg az atom szimbólumát a periódusos rendszerben. Az atomszám egy pozitív egész szám, amely 1-től kezdődik (hidrogén esetén), és minden következő atomnál eggyel nő. Az atomszám az atomban lévő protonok száma, tehát egyben nulla töltésű atomban lévő elektronok száma is.
2. Határozza meg az atom töltését! A semleges atomoknak ugyanannyi elektronja lesz, mint a periódusos táblázatban. A töltött atomoknak azonban több vagy kevesebb elektronja lesz, töltésük nagyságától függően. Ha töltött atommal dolgozik, a következőképpen adja hozzá vagy vonja ki az elektronokat: adjon hozzá egy elektront minden negatív töltéshez, és vonjon ki egyet minden pozitív töltéshez.
   • Például egy -1 töltésű nátriumatomnak lesz egy extra elektronja továbbá Más szóval, egy atomnak összesen 12 elektronja lesz.
3. Jegyezze meg a pályák alaplistáját. Az elektronok számának növekedésével egy atomban egy bizonyos sorrend szerint kitöltik az atom elektronhéjának különböző alszintjeit. Az elektronhéj minden egyes alszintje, ha meg van töltve, páros számú elektront tartalmaz. A következő alszintek vannak:
   • s-alszint(bármely szám az elektronikus konfigurációban, amely az "s" betű előtt áll) egyetlen pályát tartalmaz, és ennek megfelelően Pauli elv, egy pálya maximum 2 elektront tartalmazhat, ezért az elektronhéj minden s-alszintje 2 elektront tartalmazhat.
   • p-alszint 3 pályát tartalmaz, ezért maximum 6 elektront tartalmazhat.
   • d-alszint 5 pályát tartalmaz, tehát akár 10 elektront is tartalmazhat.
   • f-alszint 7 pályát tartalmaz, tehát akár 14 elektront is tartalmazhat.
4. Az elektronikus konfigurációs rekord megértése. Az elektronikus konfigurációkat úgy írják le, hogy egyértelműen tükrözzék az egyes pályákon lévő elektronok számát. A pályákat szekvenciálisan írjuk, az egyes pályákon lévő atomok számát felső indexként a pálya nevétől jobbra. Az elkészült elektronikus konfiguráció alszint-megjelölések és felső indexek sorozata.
   • Itt van például a legegyszerűbb elektronikus konfiguráció: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ez a konfiguráció azt mutatja, hogy két elektron van az 1s alszinten, két elektron a 2s alszinten és hat elektron a 2p alszinten. 2 + 2 + 6 = 10 elektron összesen. Ez a semleges neonatom elektronikus konfigurációja (a neon atomszáma -10).
5. Emlékezzen a pályák sorrendjére. Ne feledje, hogy az elektronpályák számozása az elektronhéj számának növekvő sorrendjében történik, de az energia növekvő sorrendjében. Például egy feltöltött 4s 2 pálya kevesebb energiával (vagy kisebb mozgékonysággal) rendelkezik, mint egy részben feltöltött vagy feltöltött 3d 10, ezért a 4s pálya íródik először. Ha ismeri a pályák sorrendjét, könnyen kitöltheti azokat az atomban lévő elektronok számának megfelelően. A pályák feltöltésének sorrendje a következő:
6. 1s,2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

• Egy atom elektronikus konfigurációja, amelyben az összes pálya meg van töltve, a következő formában lesz:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6

4s 2 3d 10 4p 6

5s 2 4d 10 5p 6

6s 2 4f 14 5d 10 6p 6

7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

• Megjegyzendő, hogy a fenti jelölés, amikor minden pálya megtelt, az Uuo (ununoctium) 118 elem elektronkonfigurációja, amely a periódusos rendszer legmagasabb számú atomja. Ezért ez az elektronikus konfiguráció tartalmazza a semleges töltésű atomok összes jelenleg ismert elektronikus alszintjét.

• Ennek a koncepciónak a megértéséhez hasznos lesz egy példakonfiguráció írása. Írjuk fel a cink (30-as rendszámú) konfigurációját a nemesgáz rövidítéssel. A teljes cinkkonfiguráció így néz ki: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Látjuk azonban, hogy az 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 az argon, egy nemesgáz elektronikus konfigurációja. Egyszerűen cserélje ki a cink elektronikus konfigurációs részét az argon vegyjele szögletes zárójelben (.)
• Tehát a cink elektronikus konfigurációja, rövidített formában, a következő: 4s 2 3d 10 .

Az atomok elektronikus konfigurációi

Az atomban lévő elektronok szinteket, alszinteket és pályákat foglalnak el a következő szabályok szerint.

Pauli uralma. Egy atomban két elektronnak nem lehet négy azonos kvantumszáma. Legalább egy kvantumszámmal el kell térniük.

A pálya bizonyos n, l, m l számú elektronokat tartalmaz, és a rajta lévő elektronok csak az m s kvantumszámban térhetnek el, aminek két értéke van +1/2 és -1/2. Ezért egy pályán legfeljebb két elektron helyezkedhet el.

Az alszinten az elektronok határozott n és l értékkel rendelkeznek, és m l és m s számokban különböznek. Mivel m l 2l+1, m s - 2 értéket vehet fel, így az alszint legfeljebb 2(2l+1) elektront tartalmazhat. Ezért az s-, p-, d-, f-alszinteken az elektronok maximális száma rendre 2, 6, 10, 14 elektron.

Hasonlóképpen, egy szint legfeljebb 2n 2 elektront tartalmaz, és az elektronok maximális száma az első négy szinten nem haladhatja meg a 2, 8, 18 és 32 elektront.

A legkevesebb energia szabálya. A szintek szekvenciális feltöltését úgy kell végrehajtani, hogy az atom minimális energiáját biztosítsa. Minden elektron a legkisebb energiájú szabad pályát foglal el.

Klecskovszkij uralma. Az elektronikus részszintek kitöltése az összeg (n + l) növekvő sorrendjében, ugyanazon összeg (n + l) esetén pedig az n szám növekvő sorrendjében történik.

A Klechkovsky-szabály grafikus formája.

A Klecskovszkij-szabály szerint az alszintek a következő sorrendben vannak kitöltve: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Bár az alszintek kitöltése a Klechkovsky-szabály szerint történik, az elektronikus képletben az alszinteket szintek szerint egymás után írják fel: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f stb. Ez annak köszönhető, hogy a töltött szintek energiáját az n kvantumszám határozza meg: minél nagyobb n, annál nagyobb az energia, és a teljesen kitöltött szintekre Е 3d van.

A kisebb n és nagyobb l értékekkel rendelkező részszintek energiájának csökkenése, ha teljesen vagy félig megteltek, számos atom esetében olyan elektronikus konfigurációkhoz vezet, amelyek eltérnek a Klecskovszkij-szabály által előre jelzettektől. Tehát a Cr és a Cu esetében megoszlásunk a vegyértékszinten:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 és Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 és nem

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 és Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2.

Gund szabálya. Egy adott részszint pályái úgy vannak kitöltve, hogy a teljes spin maximális legyen. Egy adott részszint pályáit először egy elektron tölti ki. Például a p 2 konfigurációnál a p x 1 p y 1 töltés teljes centrifugálással s = 1/2 + 1/2 = 1 előnyösebb (azaz kisebb az energiája), mint a p x 2 töltés teljes spinnel. s = 1/2 - 1/2 = 0.

- jövedelmezőbb, ¯ - kevésbé jövedelmező.

Az atomok elektronikus konfigurációi szintek, alszintek, pályák szerint írhatók fel. Ez utóbbi esetben a pályát általában kvantumcellával, az elektronokat pedig nyilakkal jelölik, amelyek m s értékétől függően egy vagy másik irányt mutatnak.

Például a P(15e) elektronikus képlet felírható:

a) szintek szerint)2)8)5

b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 alszintek szerint

c) az 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 orbitálok szerint

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Példa.Írja fel részszintenként a Ti(22e) és As(33e) elektronikus képleteit! A titán a 4. periódusban van, ezért felírjuk az alszinteket 4p-ig: 1s2s2p3s3p3d4s4p és feltöltjük elektronokkal a teljes 22-es számukig, miközben a kitöltetlen részszinteket nem vesszük bele a végső képletbe. Kapunk.

2. előadás Az elem elektronikus konfigurálása

Az utolsó előadás végén a Klecskovszkij-szabályok alapján felállítottuk az energia részszintek elektronokkal való kitöltésének sorrendjét.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Az atom elektronjainak energia-alszinteken való eloszlását ún elektronikus konfiguráció. Először is, ha a töltési sorozatokat nézzük, feltűnő egy bizonyos periodikusság-szabályosság.

Az energiapályák elektronokkal való feltöltése egy atom alapállapotában a legkisebb energia elvének engedelmeskedik: először a kedvezőbb, alacsonyan fekvő pályákat töltik meg, majd a töltés sorrendjének megfelelően egymás után a magasabban fekvő pályákat.

Elemezzük a kitöltési sorrendet.

Ha pontosan 1 elektron van jelen egy atomban, az a legalacsonyabb 1s-AO-ba esik (AO egy atomi pálya). Ezért a kialakulóban lévő elektronikus konfiguráció ábrázolható az 1s1 jelöléssel vagy grafikusan (Lásd alább - egy nyíl a dobozban).

Könnyen megérthető, hogy ha egy atomban egynél több elektron van, akkor ezek egymás után először 1-et, majd 2-t foglalnak el, és végül a 2p-es alszintre kerülnek. Azonban már hat elektronra (egy szénatom alapállapotban) két lehetőség merül fel: a 2p alszintet két azonos spinű elektronnal töltjük meg, vagy ellenkezőleg.

Adjunk egy egyszerű hasonlatot: tegyük fel, hogy az atomi pályák egyfajta „szobák” a „lakók” számára, amelyek elektronok. A gyakorlatból jól ismert, hogy a bérlők lehetőleg minden egyes helyiséget szívesebben foglalnak el, és nem zsúfolódnak egybe.

Hasonló viselkedés az elektronokra is jellemző, amit Hund szabálya tükröz:

Hund szabálya: az atom állandósult állapota az elektronok olyan energia-alszinten belüli eloszlásának felel meg, amelynél a teljes spin maximális.

A minimális energiájú atom állapotát alapállapotnak, az összes többit az atom gerjesztett állapotának nevezzük.

2. előadás Elektronikus konfiguráció

Az I. és II. periódus elemeinek atomjai

Ekkor a Hund-szabály alapján a nitrogén alapállapota három párosítatlan p-elektron jelenlétét feltételezi (elektronkonfiguráció …2p3 ). Az oxigén, a fluor és a neon atomjaiban az elektronok szekvenciális párosítása megy végbe, és a 2p alszint kitöltődik.

Vegye figyelembe, hogy a harmadik szakasz Periodikus rendszer elindítja a nátrium atomot,

amelynek konfigurációja (11 Na ... 3s1 ) nagyon hasonló a lítiuméhoz (3 Li ... 2s1 )

kivéve, hogy az n főkvantumszám kettő helyett három.

A III. periódusú elemek atomjaiban az energia részszintek elektronokkal való feltöltése pontosan megegyezik a II. periódus elemeinél megfigyeltével: a magnézium atom befejezi a 3s részszint kitöltését, majd az alumíniumtól az argonig egymás után elektronok kerülnek a 3p alszint Hund szabálya szerint: először az AO-ra helyezik az egyes elektronokat ( Al, Si, P), majd megtörténik a párosításuk.

A III. periódus elemeinek atomjai

2. előadás Elektronikus konfiguráció

A periódusos rendszer negyedik periódusa a kálium- és kalciumatomok 4s-alszintjének elektronokkal való feltöltésével kezdődik. Ahogy a kitöltés sorrendjéből következik, akkor jön a 3d pályák sora.

Ebből arra következtethetünk, hogy a d-AO elektronokkal való feltöltése 1 periódussal „késett”: a IV periódusban 3 (!) d-alszint töltődik ki).

Tehát Sc-től Zn-ig a 3d részszint (10 elektron) tele van elektronokkal, majd Ga-tól Kr-ig a 4p alszint.

A IV. periódus elemeinek atomjai

Az V. periódusú elemek atomjaiban az energia részszintek elektronokkal való kitöltése pontosan ugyanaz, mint a IV. periódus elemeinél.

(szereld szét magad)

A hatodik periódusban először a 6s alszintet töltik meg elektronokkal (55 Cs atom és

56 Ba), majd egy elektron helyezkedik el a lantán 5d pályáján (57 La 6s2 5d1 ).

A következő 14 elemnél (58-tól 71-ig) a 4f alszint töltődik ki, azaz. az f-pályák kitöltése 2 periódussal „késett”, míg az 5d alszinten lévő elektron megmarad. Például fel kell írni a cérium elektronikus konfigurációját

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

A 72-es elemtől (72 Hf) kezdve a 80-as elemig (80 Hg) az 5d alszint „ki van töltve”.

Ezért a hafnium és a higany elektronikus konfigurációja az

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 vagy 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 vagy 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10

2. előadás Elektronikus konfiguráció

Hasonlóképpen a VII periódus elemeinek atomjaiban az energia alszintek elektronokkal vannak kitöltve.

Kvantumszámok meghatározása elektronikus konfigurációból

Mik azok a kvantumszámok, hogyan jelentek meg és miért van szükség rájuk – lásd az 1. előadást.

Adott: "3p 4" elektronikus konfigurációs bejegyzés

Az n főkvantumszám a bejegyzés első számjegye, azaz. "3". n = 3 "3 p4", a fő kvantumszám;

A másodlagos (pálya-, azimutális) l kvantumszámot az alszint betűjelölése kódolja. A p betű az l = 1 számnak felel meg.

felhő alakja

l \u003d 1 "3p 4",

"súlyzó"

Elektronok eloszlása ​​egy alszinten belül a Pauli-elv és a Hund-szabály szerint

m Є [-1; +1] - a pályák energiájában azonosak (elfajultak) n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = -½

Vegyértékszint és vegyértékelektronok

Vegyérték szint energia-alszintek halmazának nevezzük, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakításában más atomokkal.

A vegyértékelektronok azok, amelyek a vegyértékszinten helyezkednek el.

A PSCE elemei 4 csoportra oszthatók

s-elemek. Vegyértékelektronok ns x . A két s-elem minden periódus elején található.

p-elemek. Vegyértékelektronok ns 2 np x . Minden periódus végén hat p-elem található (az első és a hetedik kivételével).

2. előadás Elektronikus konfiguráció

d-elemek. Vegyértékelektronok ns 2 (n-1)d x. Tíz d-elem másodlagos alcsoportokat alkot, a IV. periódustól kezdve, és az s- és p-elemek között helyezkednek el.

f-elemek. Vegyértékelektronok ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. A tizennégy f-elem alkotja a lantanidok (4f) és aktinidák (5f) sorozatát, amelyek a táblázat alatt helyezkednek el.

Elektronikus analógok olyan részecskék, amelyeket hasonló elektronikus konfigurációk jellemeznek, pl. elektronok eloszlása ​​alszinteken.

Például

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Az elektronikus analógok hasonló elektronikus konfigurációkkal rendelkeznek, így kémiai tulajdonságaik hasonlóak - és ugyanabban az alcsoportban helyezkednek el a Periodikus elemrendszerben.

Elektronikus "hiba" (vagy elektronikus "túllövés")

A kvantummechanika azt jósolja, hogy a részecske állapotának akkor a legalacsonyabb az energiája, ha minden szint tele van elektronokkal, akár teljesen, akár félig.

Ezért króm alcsoport elemeihez(Cr, Mo, W, Sg) és réz alcsoport elemei(Cu, Ag, Au) 1 elektron eltolódása történik s -ről a d- alszintre.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Ezt a jelenséget elektronikus "meghibásodásnak" nevezik, nem szabad elfelejteni.

Hasonló jelenség az f-elemekre is jellemző, de ezek kémiája túlmutat tantárgyunk keretein.

Figyelem: p-elemeknél az elektronikus dőlés NEM figyelhető meg!

Összegezve azt a következtetést kell levonni, hogy egy atomban az elektronok számát az atommag összetétele, eloszlását (elektronikus konfigurációját) pedig halmazok határozzák meg.

2. előadás Elektronikus konfiguráció

kvantumszámok. Az elektronikus konfiguráció viszont meghatározza az elem kémiai tulajdonságait.

Ezért nyilvánvaló, hogy Az egyszerű anyagok tulajdonságai, valamint a vegyületek tulajdonságai

Az elemek periodikusan függenek az atommag töltésének nagyságától

atom (sorozatszám).

Periodikus törvény

Az elemek atomjainak alapvető tulajdonságai

1. Az atom sugara az atommag középpontja és a külső energiaszint közötti távolság. NÁL NÉL

periódusban, ahogy az atommag töltése nő, az atom sugara csökken; csoportban,

ellenkezőleg, az energiaszintek számának növekedésével az atom sugara nő.

Következésképpen az O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - sorozatban a részecske sugara csökken, bár konfigurációjuk azonos 1s2 2s2 2p6 .

A nemfémeknél a kovalens sugárról, a fémeknél a fémsugárról, az ionoknál az ionsugárról beszélnek.

2. Az ionizációs potenciál az az energia, amelyet az 1. atomtól való elválasztásra kell fordítani

elektron. A legkisebb energia elve szerint először a töltés szempontjából utolsó elektront (s és p-elemeknél) és a külső energiaszint elektronját (d és f-elemeknél) választják le először.

A periódusban az atommag töltésének növekedésével az ionizációs potenciál nő - a periódus elején alacsony ionizációs potenciállal rendelkező alkálifém, a periódus végén - inert gáz van. Egy csoportban az ionizációs potenciálok gyengülnek.

Ionizációs energia, eV

Az elektronok energiaszinteken és pályákon való elrendezését elektronikus konfigurációnak nevezzük. A konfigurációt úgynevezett elektronikus képletek formájában lehet ábrázolni, amelyek előtt az energiaszint száma, majd egy betű jelzi az alszintet, felül pedig az ezen az alszinten lévő elektronok száma. a levéltől jobbra. Az utolsó számok összege megfelel az atommag pozitív töltésének értékének. Például a kén és a kalcium elektronikus képlete így fog kinézni: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Az elektronikus szintek kitöltése a legkisebb energia elve szerint történik: az atomban az elektron legstabilabb állapota a minimális energiaértékű állapotnak felel meg. Ezért először a legalacsonyabb energiaértékű rétegeket töltik fel. V. Klecskovszkij szovjet tudós megállapította, hogy az elektron energiája a fő- és a pályakvantumszámok összegének növekedésével (n + /)> növekszik, ezért az elektronrétegek feltöltődése a pálya növekedésének sorrendjében történik. a fő és a pályakvantumszámok összege. Ha két részszintre az összegek (n - f1) egyenlőek, akkor először a legkisebb n és a legnagyobb l9 alszintek, majd a legnagyobb n és a legkisebb L részszintek kerülnek kitöltésre. Legyen például az összeg ( n + /) « 5. Ez az összeg a következő kombinációknak felel meg, akár I: n = 3; / 2; n *" 4; 1-1; l = / - 0. Ez alapján először a harmadik energiaszint d-alszintjét, majd a 4p-alszintet, és csak ezt követően az ötödik energiaszint s-alszintjét kell kitölteni. A fentiek mindegyike meghatározza az elektronok atomokban való kitöltésének következő sorrendjét: 1. példa Rajzolja le a nátriumatom elektronképletét! Megoldás A periódusos rendszerben elfoglalt hely alapján megállapítható, hogy a nátrium a harmadik periódus eleme. Ez azt jelzi, hogy a nátriumatom elektronjai három energiaszinten helyezkednek el. Az elem atomszáma határozza meg az elektronok teljes számát ezen a három szinten - tizenegy. Az első energiaszinten (ls1, / = 0; s-alszint) az elektronok maximális száma // « 2n2, N = 2. Az elektronok eloszlását az I energiaszint s-alszintjén a rekord - Is2, A II energiaszinten n = 2, I « 0 (s-alszint) és I = 1 (p-alszint), az elektronok maximális száma nyolc. Mivel a maximum 2e az S-alszinten található, így a p-alszinten 6e lesz. Az elektronok eloszlását a II energiaszinten a 2s22p6 írással jelenítjük meg. A harmadik energiaszinten S-, p- és d-alszintek lehetségesek. A nátriumatomnak csak egy elektronja van a III energiaszinten, amely a legkisebb energia elve szerint a 3v-os alszintet fogja elfoglalni. Az egyes rétegeken lévő elektronok eloszlásának rekordjait egybe kombinálva megkapjuk a nátriumatom elektronképletét: ls22s22p63s1. A nátriumatom pozitív töltését (+11) az összes elektronszám (11) kompenzálja. Ezenkívül az elektronhéjak szerkezetét energia- vagy kvantumcellák (pályák) segítségével ábrázolják - ezek az úgynevezett grafikus elektronikus képletek. Minden ilyen cellát egy Q téglalap jelöl, az elektron t> a nyíl iránya az elektron spinjét jellemzi. A Pauli-elv szerint egy (nem párosított) vagy két (párosított) elektron kerül egy cellába (pályára). A nátriumatom elektronszerkezete a következő sémával ábrázolható: A kvantumcellák kitöltésekor ismerni kell a Hund-szabályt: az atom stabil állapota megfelel az elektronok energia-alszinten belüli ilyen eloszlásnak (p, d, f). ), amelynél az atom teljes spinjének abszolút értéke maximális. Tehát, ha két elektron foglal el egy pályát\]j\\\, akkor a teljes spinjük egyenlő lesz nullával. Két 1 m 111 I méretű pálya elektronokkal való megtöltése egységgel egyenlő teljes spint ad. A Hund-elv alapján az elektronok eloszlása ​​a kvantumcellákban például 6C és 7N atomok esetén a következő lesz: Kérdések és feladatok az önálló megoldáshoz 1. Sorolja fel az összes alapvető elméleti rendelkezést, amely szükséges az elektronok atomokban való kitöltéséhez! 2. Mutassa be a legkisebb energia elvének érvényességét a kalcium és szkandium, stroncium, ittrium és indium atomjaiban lévő elektronok kitöltésének példáján! 3. A foszforatom (gerjesztetlen állapot) grafikus elektronképlete közül melyik a helyes? Indokolja válaszát Gund szabályával. 4. Írja fel az atomok elektronjainak összes kvantumszámát: a) nátrium, szilícium; b) foszfor, klór; c) kén, argon. 5. Állítsa össze az első és harmadik periódusú s-elem atomjainak elektronképleteit! 6. Állítsa össze az ötödik periódus p-elem atomjának elektronképletét, amelynek külső energiaszintje 5s25p5! Mik a kémiai tulajdonságai? 7. Rajzolja fel az elektronok eloszlását a pályán a szilícium, fluor, kripton atomjaiban! 8. Állítsa össze egy elem elektronképletét, amelyben két külső szintű elektron energiaállapotát a következő kvantumszámok írják le: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; hogy "-1/2. 9. Az atomok külső és utolsó előtti energiaszintjei a következő formájúak: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Állítsa össze az elemek atomjainak elektronképleteit! Adja meg a p- és d-elemeket. 10. Készítsen elektronképleteket a d-elemek atomjaiból, amelyek d-alszintjén 5 elektron található! 11. Rajzolja fel az elektronok eloszlását a kvantumsejtekben a kálium, klór, neon atomjaiban! 12. Egy elem külső elektronrétegét a 3s23p4 képlet fejezi ki. Határozza meg az elem sorozatszámát és nevét. 13. Írja fel az alábbi ionok elektronkonfigurációit: 14. Tartalmaznak-e M-szintű elektronokat az O, Mg, Ti atomok? 15. Az atomok mely részecskéi izoelektronikusak, azaz azonos számú elektront tartalmaznak: 16. Hány elektronszintjük van az atomoknak S2", S4+, S6+ állapotban? 17. Hány szabad d-pálya van Sc-ben? Ti, V atomok?Írja fel ezen elemek atomjainak elektronképleteit 18. Adja meg annak az elemnek a sorszámát, amelyben: a) a 4c1 részszint elektronokkal való kitöltése véget ér, b) a 4p részszint elektronokkal való feltöltése kezdődik. és izgatott állapot?