Distribución de electrones sobre niveles eléctricos. principio de pauli

La distribución de electrones sobre los niveles de energía explica las propiedades metálicas y no metálicas de cualquier elemento.

fórmula electrónica

Existe una cierta regla según la cual las partículas negativas libres y emparejadas se colocan en niveles y subniveles. Consideremos con más detalle la distribución de electrones sobre los niveles de energía.
Solo hay dos electrones en el primer nivel de energía. El llenado del orbital con ellos se realiza a medida que aumenta el suministro de energía. La distribución de electrones en un átomo. elemento químico corresponde al número de serie. Los niveles de energía con el número mínimo tienen la fuerza de atracción de electrones de valencia hacia el núcleo más pronunciada.

Un ejemplo de compilación de una fórmula electrónica.

Considere la distribución de electrones sobre los niveles de energía utilizando el ejemplo de un átomo de carbono. Su número de serie es 6, por lo tanto, hay seis protones dentro del núcleo, teniendo Carga positiva. Dado que el carbono es un representante del segundo período, se caracteriza por la presencia de dos niveles de energía. El primero tiene dos electrones, el segundo tiene cuatro.
La regla de Hund explica la ubicación en una celda de solo dos electrones que tienen espines diferentes. Hay cuatro electrones en el segundo nivel de energía. Como resultado, la distribución de electrones en un átomo de un elemento químico tiene la siguiente forma: 1s22s22p2.
Existen ciertas reglas según las cuales se produce la distribución de electrones en subniveles y niveles.

principio de pauli

Este principio fue formulado por Pauli en 1925. El científico estipuló la posibilidad de colocar en el átomo solo dos electrones que tengan los mismos números cuánticos: n, l, m, s. Tenga en cuenta que la distribución de electrones sobre los niveles de energía se produce a medida que aumenta la cantidad de energía libre.

La regla de Klechkovsky

El llenado de los orbitales de energía se realiza según el aumento de los números cuánticos n + l y se caracteriza por un aumento de la reserva de energía.
Considere la distribución de electrones en un átomo de calcio.
En el estado normal, su fórmula electrónica es la siguiente:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Para elementos de subgrupos similares relacionados con elementos d y f, hay una "falla" de un electrón desde un subnivel externo, que tiene una reserva de energía más baja, al subnivel d o f anterior. Un fenómeno similar es típico del cobre, la plata, el platino y el oro.
La distribución de electrones en un átomo implica el llenado de subniveles con electrones desapareados que tienen los mismos espines.
Solo después del llenado completo de todos los orbitales libres con electrones individuales, las celdas cuánticas se complementan con el segundo partículas negativas con espines opuestos.
Por ejemplo, en el estado no excitado del nitrógeno:
1s2 2s2 2p3.
Las propiedades de las sustancias están influenciadas por la configuración electrónica de los electrones de valencia. Por su número, puede determinar la valencia más alta y más baja, la actividad química. Si el elemento está en el subgrupo principal de la tabla periódica, puede usar el número de grupo para componer el nivel de energía externo, determinar su estado de oxidación. Por ejemplo, el fósforo, que está en el quinto grupo (el subgrupo principal), contiene cinco electrones de valencia, por lo tanto, es capaz de aceptar tres electrones o ceder cinco partículas a otro átomo.
Todos los representantes de los subgrupos secundarios de la tabla periódica actúan como excepciones a esta regla.

Funciones familiares

Dependiendo de qué estructura tenga el nivel de energía externo, hay una división de todos los átomos neutros incluidos en la tabla periódica en cuatro familias:

Los elementos s están en el primer y segundo grupo (subgrupos principales); la familia p está ubicada en los grupos III-VIII (subgrupos A); los elementos d se pueden encontrar en subgrupos similares de los grupos I-VIII; la familia f Está formado por actínidos y lantánidos.

Todos los elementos s en el estado normal tienen electrones de valencia en el subnivel s. Los elementos p se caracterizan por la presencia de electrones libres en los subniveles s y p.
Los elementos d en el estado no excitado tienen electrones de valencia tanto en el último subnivel s como en el penúltimo subnivel d.

Conclusión

El estado de cualquier electrón en un átomo se puede describir utilizando un conjunto de números básicos. Dependiendo de las características de su estructura, podemos hablar de una cierta cantidad de energía. Usando la regla de Hund, Klechkovsky, Pauli para cualquier elemento incluido en la tabla periódica, puedes hacer una configuración de un átomo neutro.
La reserva de energía más pequeña en el estado no excitado la poseen los electrones ubicados en los primeros niveles. Cuando se calienta un átomo neutro, se observa la transición de electrones, que siempre va acompañada de un cambio en el número de electrones libres, conduce a un cambio significativo en el estado de oxidación del elemento, un cambio en su actividad química.

Desde en reacciones químicas los núcleos de los átomos que reaccionan permanecen sin cambios, entonces Propiedades químicas Los átomos dependen principalmente de la estructura de las capas de electrones de los átomos. Por lo tanto, nos detendremos con más detalle en la distribución de electrones en un átomo, y principalmente en aquellos que determinan las propiedades químicas de los átomos (los llamados electrones de valencia), y, en consecuencia, la periodicidad en las propiedades de los átomos y su compuestos. Ya sabemos que el estado de los electrones se puede describir mediante un conjunto de cuatro números cuánticos, pero para explicar la estructura de las capas electrónicas de los átomos, es necesario conocer las siguientes tres disposiciones principales: 1) el principio de Pauli, 2) el principio menos energía y 3) golpear el Gund. principio de pauli. En 1925, el físico suizo W. Pauli estableció una regla que luego se denominó principio de Pauli (o exclusión de Pauli): puede haber dos electrones en el átomo que tengan las mismas propiedades. Sabiendo que las propiedades de los electrones están caracterizadas por números cuánticos, el principio de Pauli también se puede formular de esta manera: no puede haber dos electrones en un átomo, en el que los cuatro números cuánticos serían iguales. Al menos uno de los números cuánticos l, /, mt o m3 debe ser necesariamente diferente. Entonces, electrones con el mismo cuanto - En lo que sigue, estamos de acuerdo en denotar gráficamente los electrones que tienen los valores s = + lj2> por la flecha T, y aquellos que tienen los valores J- ~ lj2 - por la flecha Dos electrones que tienen los mismos espines a menudo se denominan electrones con espines paralelos y se denotan por ft (o C). Dos electrones que tienen espines opuestos se denominan electrones con espines aptiparalelos y se denotan por | Los J-ésimos números l, I y mt necesariamente deben diferir en espines. Por lo tanto, en un átomo solo puede haber dos electrones con el mismo n, / y m, uno con m = -1/2, el otro con m = + 1/2. Por el contrario, si los espines de dos electrones son iguales, uno de los números cuánticos debe diferir: n, / o mh n= 1. Entonces /=0, mt-0 y t pueden tener un valor arbitrario: +1/ 2 o -1/2. Vemos que si n - 1, solo puede haber dos de esos electrones. En el caso general, para cualquier valor dado de n, los electrones difieren principalmente en el número cuántico lateral /, que toma valores de 0 a n-1. Por dado si/ puede haber (2/+1) electrones con diferentes valores del número cuántico magnético m. Este número debe duplicarse, ya que los valores dados de l, / y m( corresponden a dos valores diferentes de la proyección de espín mx. Por lo tanto, el número máximo de electrones con el mismo número cuántico l se expresa por la suma Está claro por qué no puede haber más de 2 electrones en el primer nivel de energía, en el segundo - 8, en el tercero - 18, etc. Considere, por ejemplo, el átomo de hidrógeno iH. Hay un electrón en el hidrógeno átomo iH, y el giro de este electrón se puede dirigir arbitrariamente (es decir, ms^ + ij2 o mt \u003d -1 / 2), y el electrón está en el estado s-co en el primer nivel de energía con l- 1 ( recuerde nuevamente que el primer nivel de energía consta de un subnivel - 15, el segundo nivel de energía - de dos subniveles - 2s y 2p , el tercero - de tres subniveles - 3 *, Zru 3d, etc. D.). El subnivel, a su vez, se divide en celdas cuánticas * (estados de energía determinados por el número de valores posibles de m (, es decir, 2 / 4-1). Se acostumbra representar gráficamente una celda como un rectángulo , la dirección del espín del electrón son las flechas, por tanto, el estado de un electrón en un átomo de hidrógeno iH se puede representar como Ijt1, o, lo que es lo mismo, Por “célula cuántica” se entiende * un orbital caracterizado por el mismo conjunto de valores de los números cuánticos n, I y m* en cada celda se pueden colocar un máximo de dos electrones con espines ayati-paralelos, lo que se denota por ti - La distribución de electrones en los átomos En el átomo de helio 2He, el cuanto los números n-1, / \u003d 0 y m (-0) son iguales para sus dos electrones, y el número cuántico m3 es diferente. Las proyecciones del espín del electrón de helio pueden ser mt \u003d + V2 y ms \u003d - V2 La estructura de la capa electrónica del átomo de helio 2He se puede representar como Is-2 o, lo que es lo mismo, 1S Y Representemos la estructura de las capas electrónicas de cinco átomos de elementos del segundo período tabla periódica Mendeleev: No es obvio de antemano que las capas de electrones de 6C, 7N y BO deban llenarse de esta manera. La disposición dada de espines está determinada por la llamada regla de Hund (formulada por primera vez en 1927 por el físico alemán F. Gund). regla de Gund. Para un valor dado de I (es decir, dentro de cierto subnivel), los electrones están dispuestos de tal manera que el total de cien * es máximo. Si, por ejemplo, es necesario distribuir tres electrones en tres celdas /^ del átomo de nitrógeno, entonces cada uno de ellos se ubicará en una celda separada, es decir, se colocará en tres orbitales p diferentes: En este caso, el total spin es 3/2, ya que su proyección es m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Los mismos tres electrones no se pueden ordenar de esta manera: 2p NI porque entonces la proyección del total el giro es mm = + 1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Por esta razón, al igual que antes, los electrones se encuentran en los átomos de carbono, nitrógeno y oxígeno. Consideremos más a fondo las configuraciones electrónicas de los átomos del próximo tercer período. Comenzando con sodio uNa, se llena el tercer nivel de energía con el número cuántico principal n-3. Los átomos de los primeros ocho elementos del tercer período tienen las siguientes configuraciones electrónicas: Consideremos ahora la configuración electrónica del primer átomo del cuarto período de potasio 19K. Los primeros 18 electrones llenan los siguientes orbitales: ls12s22p63s23p6. Parecería que; que el decimonoveno electrón del átomo de potasio debe caer en el subnivel 3d, que corresponde a n = 3 y 1=2. Sin embargo, de hecho, el electrón de valencia del átomo de potasio se encuentra en el orbital 4s. El llenado adicional de las conchas después del elemento 18 no ocurre en la misma secuencia que en los dos primeros períodos. Los electrones en los átomos están ordenados de acuerdo con el principio de Pauli y la regla de Hund, pero de tal manera que su energía es la más pequeña. El principio de menor energía (la mayor contribución al desarrollo de este principio fue realizada por el científico doméstico VM Klechkovsky): en un átomo, cada electrón está ubicado de modo que su energía sea mínima (lo que corresponde a su mayor conexión con el núcleo) . La energía de un electrón está determinada principalmente por el número cuántico principal n y el número cuántico lateral /, por lo tanto, aquellos subniveles para los cuales la suma de los valores de los números cuánticos pi / es el más pequeño se llenan primero. Por ejemplo, la energía de un electrón en el subnivel 4s es menor que en el subnivel 3d, ya que en el primer caso n+/=4+0=4, y en el segundo n+/=3+2= 5; en el subnivel 5* (n+ /=5+0=5) la energía es menor que en Ad (l + /=4+ 4-2=6); por 5p (l+/=5 +1 = 6) la energía es menor que por 4/(l-f/= =4+3=7), etc. Fue V. M. Klechkovsky quien, en 1961, fue el primero en formular la proposición general de que un electrón en el estado fundamental ocupa un nivel no con el valor mínimo posible de n, sino con el valor más pequeño de la suma la suma de los valores ​de pi/ son iguales, se llena inicialmente el subnivel con el valor más bajo de n, etc.. En el sistema periódico de elementos de Mendeleev, la secuencia de llenado de niveles y subniveles con electrones es la siguiente (Fig. 2.4). Distribución de electrones en los átomos. Esquema de llenado de niveles y subniveles de energía con electrones Por lo tanto, de acuerdo con el principio de menor energía, en muchos casos es energéticamente más rentable que un electrón ocupe el subnivel del nivel "superior", aunque el subnivel del nivel "inferior" no se llena: Es por eso que en el cuarto período se llena primero el subnivel 4s y solo después el subnivel 3d.

Al distribuir electrones sobre celdas cuánticas, sigue una guía
basarse en el principio de Pauli: un átomo no puede tener dos electrones con el mismo
un conjunto de valores de todos los números cuánticos, es decir, un orbital atómico no puede contener
para comprimir más de dos electrones, y sus momentos de espín deben ser opuestos
opuesto
↓

La notación general se ve así:

donde n es el principal, ℓ son los números cuánticos orbitales; x es el número de electrones,
en un estado cuántico dado. Por ejemplo, la entrada 4d3 podría ser
interpretado de la siguiente manera: tres electrones ocupan la cuarta energía
nivel del cielo, subnivel d.

La naturaleza del desarrollo de los subniveles de energía determina la propiedad
elemento a una u otra familia electrónica.

En los elementos s, el subnivel s externo se construye, por ejemplo,

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
En p-elementos, el p-subnivel externo se construye, por ejemplo,

9 F 1s 2s2 2p5 .

Las familias s y p incluyen elementos de los principales subgrupos de la tabla periódica
tsy D. I. Mendeleiev.

En los elementos d, se construye el subnivel d del penúltimo nivel,
por ejemplo,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

La familia d incluye elementos de subgrupos secundarios. este se-
Los elementos son electrones s del último nivel de energía y electrones d
penúltimo nivel.

En los elementos f, se construye el subnivel f del tercer nivel exterior,
por ejemplo,

58Se 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

Los representantes de la familia de electrones f son los lantánidos y los actínidos.

Un número cuántico puede tomar dos valores: Por lo tanto, no más de electrones pueden estar en estados con un valor dado:

Lo esencial teoría de la zona

Según los postulados de Bohr, en un átomo aislado, la energía de un electrón puede tomar valores estrictamente discretos (también dicen que el electrón está en uno de los orbitales).

En el caso de varios átomos combinados enlace químico(por ejemplo, en una molécula), los orbitales electrónicos se dividen en una cantidad proporcional al número de átomos, formando los llamados orbitales moleculares. Con un aumento adicional en el sistema a un cristal macroscópico (el número de átomos es más de 10 20), el número de orbitales se vuelve muy grande y la diferencia de energía de los electrones ubicados en los orbitales vecinos es correspondientemente muy pequeña, los niveles de energía se dividen en conjuntos discretos casi continuos - bandas de energía. La banda de energía más alta permitida en semiconductores y dieléctricos, en la que a una temperatura de 0 K todos los estados de energía están ocupados por electrones, se denomina banda de valencia, seguida de la banda de conducción. En los metales, la banda de conducción es la banda más alta permitida en la que se encuentran los electrones a una temperatura de 0 K.

La teoría de bandas se basa en las siguientes aproximaciones principales:

1. Un cuerpo sólido es un cristal perfectamente periódico.

2. Las posiciones de equilibrio de los nodos de la red cristalina son fijas, es decir, los núcleos de los átomos se consideran inmóviles (aproximación adiabática). Las pequeñas vibraciones de los átomos alrededor de las posiciones de equilibrio, que pueden describirse como fonones, se introducen posteriormente como una perturbación del espectro de energía electrónica.

3. El problema de muchos electrones se reduce a uno de un solo electrón: la acción de todos los demás sobre un electrón dado se describe mediante algún campo periódico promediado.

Una serie de fenómenos que son esencialmente de muchos electrones, como el ferromagnetismo, la superconductividad y aquellos en los que los excitones juegan un papel, no se pueden considerar de manera consistente dentro del marco de la teoría de bandas. Sin embargo, con un enfoque más general para construir la teoría cuerpo solido resultó que muchos resultados de la teoría de bandas son más amplios que sus supuestos iniciales.

Fotoconductividad.

Fotoconductividad- el fenómeno de un cambio en la conductividad eléctrica de una sustancia tras la absorción de radiación electromagnética, como la radiación visible, infrarroja, ultravioleta o de rayos X.

La fotoconductividad es inherente a los semiconductores. La conductividad eléctrica de los semiconductores está limitada por la falta de portadores de carga. Cuando se absorbe un fotón, un electrón pasa de la banda de valencia a la banda de conducción. Como resultado, se forma un par de portadores de carga: un electrón en la banda de conducción y un hueco en la banda de valencia. Ambos portadores de carga, cuando se aplica un voltaje a un semiconductor, crean una corriente eléctrica.

Cuando se excita la fotoconductividad en un semiconductor intrínseco, la energía del fotón debe exceder la banda prohibida. En un semiconductor con impurezas, la absorción de un fotón puede ir acompañada de una transición desde un nivel situado en la banda prohibida, lo que permite aumentar la longitud de onda de la luz que provoca la fotoconductividad. Esta circunstancia es importante para la detección de la radiación infrarroja. La condición para una alta fotoconductividad es también un gran índice de absorción de luz, que se realiza en semiconductores de espacio directo.

fenómenos cuánticos

37) La estructura del núcleo y la radiactividad.

Núcleo atómico- la parte central del átomo, en la que se concentra su masa principal (más del 99,9%). El núcleo tiene carga positiva, la carga del núcleo determina el elemento químico al que se asigna el átomo. Las dimensiones de los núcleos de varios átomos son varios femtómetros, que es más de 10 mil veces más pequeño que el tamaño del átomo mismo.

El número de protones en el núcleo se denomina número de carga; este número es igual al número ordinal del elemento al que pertenece el átomo, en la tabla (Sistema periódico de elementos) de Mendeleev. El número de protones en el núcleo determina la estructura de la capa electrónica de un átomo neutro y, por lo tanto, las propiedades químicas del elemento correspondiente. El número de neutrones en un núcleo se llama su número isotópico. Los núcleos con el mismo número de protones y distinto número de neutrones se denominan isótopos. Los núcleos con el mismo número de neutrones pero distinto número de protones se denominan isótonos. Los términos isótopo e isótono también se utilizan en relación con átomos que contienen los núcleos indicados, así como para caracterizar variedades no químicas de un elemento químico. El número total de nucleones en un núcleo se llama su número de masa () y es aproximadamente igual a la masa promedio de un átomo, indicada en la tabla periódica. Los nucleidos con el mismo número de masa pero diferente composición protón-neutrón se llaman isobaras.

desintegración radioactiva(del lat. radio"haz" y activo"efectivo") - un cambio espontáneo en la composición (carga Z, número de masa A) o estructura interna núcleos atómicos inestables al emitir partículas elementales, rayos gamma y/o fragmentos nucleares. El proceso de desintegración radiactiva también se denomina radioactividad, y los núcleos correspondientes (nucleidos, isótopos y elementos químicos) son radiactivos. Las sustancias que contienen núcleos radiactivos también se denominan radiactivas.

La distribución de electrones sobre los niveles de energía explica las propiedades metálicas y no metálicas de cualquier elemento.

fórmula electrónica

Existe una cierta regla según la cual las partículas negativas libres y emparejadas se colocan en niveles y subniveles. Consideremos con más detalle la distribución de electrones sobre los niveles de energía.

Solo hay dos electrones en el primer nivel de energía. El llenado del orbital con ellos se realiza a medida que aumenta el suministro de energía. La distribución de electrones en un átomo de un elemento químico corresponde a un número ordinal. Los niveles de energía con el número mínimo tienen la fuerza de atracción de electrones de valencia hacia el núcleo más pronunciada.

Un ejemplo de compilación de una fórmula electrónica.

Considere la distribución de electrones sobre los niveles de energía utilizando el ejemplo de un átomo de carbono. Su número de serie es 6, por lo tanto, en el interior del núcleo hay seis protones cargados positivamente. Dado que el carbono es un representante del segundo período, se caracteriza por la presencia de dos niveles de energía. El primero tiene dos electrones, el segundo tiene cuatro.

La regla de Hund explica la ubicación en una celda de solo dos electrones que tienen espines diferentes. Hay cuatro electrones en el segundo nivel de energía. Como resultado, la distribución de electrones en un átomo de un elemento químico tiene la siguiente forma: 1s22s22p2.

Existen ciertas reglas según las cuales se produce la distribución de electrones en subniveles y niveles.

principio de pauli

Este principio fue formulado por Pauli en 1925. El científico estipuló la posibilidad de colocar en el átomo solo dos electrones que tengan los mismos números cuánticos: n, l, m, s. Tenga en cuenta que la distribución de electrones sobre los niveles de energía se produce a medida que aumenta la cantidad de energía libre.

La regla de Klechkovsky

El llenado de los orbitales de energía se realiza según el aumento de los números cuánticos n + l y se caracteriza por un aumento de la reserva de energía.

Considere la distribución de electrones en un átomo de calcio.

En el estado normal, su fórmula electrónica es la siguiente:

Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.

Para elementos de subgrupos similares relacionados con elementos d y f, hay una "falla" de un electrón desde un subnivel externo, que tiene una reserva de energía más baja, al subnivel d o f anterior. Un fenómeno similar es típico del cobre, la plata, el platino y el oro.

La distribución de electrones en un átomo implica el llenado de subniveles con electrones desapareados que tienen los mismos espines.

Solo después del llenado completo de todos los orbitales libres con electrones individuales, las celdas cuánticas se complementan con segundas partículas negativas dotadas de espines opuestos.

Por ejemplo, en el estado no excitado del nitrógeno:

Las propiedades de las sustancias están influenciadas por la configuración electrónica de los electrones de valencia. Por su número, puede determinar la valencia más alta y más baja, la actividad química. Si el elemento está en el subgrupo principal de la tabla periódica, puede usar el número de grupo para componer el nivel de energía externo, determinar su estado de oxidación. Por ejemplo, el fósforo, que está en el quinto grupo (el subgrupo principal), contiene cinco electrones de valencia, por lo tanto, es capaz de aceptar tres electrones o ceder cinco partículas a otro átomo.

Todos los representantes de los subgrupos secundarios de la tabla periódica actúan como excepciones a esta regla.

Funciones familiares

Dependiendo de qué estructura tenga el nivel de energía externo, hay una división de todos los átomos neutros incluidos en la tabla periódica en cuatro familias:

• los elementos s están en el primer y segundo grupo (subgrupos principales);
• la familia p se ubica en los grupos III-VIII (subgrupos A);
• Los elementos d se pueden encontrar en subgrupos similares de los grupos I-VIII;
• La familia f consta de actínidos y lantánidos.

Todos los elementos s en el estado normal tienen electrones de valencia en el subnivel s. Los elementos p se caracterizan por la presencia de electrones libres en los subniveles s y p.

Los elementos d en el estado no excitado tienen electrones de valencia tanto en el último subnivel s como en el penúltimo subnivel d.

Conclusión

El estado de cualquier electrón en un átomo se puede describir utilizando un conjunto de números básicos. Dependiendo de las características de su estructura, podemos hablar de una cierta cantidad de energía. Usando la regla de Hund, Klechkovsky, Pauli para cualquier elemento incluido en la tabla periódica, puedes hacer una configuración de un átomo neutro.

La reserva de energía más pequeña en el estado no excitado la poseen los electrones ubicados en los primeros niveles. Cuando se calienta un átomo neutro, se observa la transición de electrones, que siempre va acompañada de un cambio en el número de electrones libres, conduce a un cambio significativo en el estado de oxidación del elemento, un cambio en su actividad química.

La distribución se caracteriza por las siguientes reglas:

el principio de Pauli;

la regla de Gund;

el principio de mínima energía y la regla de Klechkovsky.

Por principio de pauli Un átomo no puede tener dos o más electrones con el mismo valor de los cuatro números cuánticos. Basado en el principio de Pauli, puede establecer la capacidad máxima de cada nivel y subnivel de energía.

	Subnivel, ℓ	Designación de subnivel	Número cuántico magnético, m	Spin número cuántico,s
			3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

De este modo, número máximo de electrones por:

s -subnivel - 2,

pags - subnivel - 6,

D -subnivel - 10,

F -subnivel - 14.

Dentro del nivel cuántico n, un electrón puede tomar los valores de 2n 2 estados diferentes, lo cual se estableció empíricamente mediante análisis espectral.

regla de gund : en cada subnivel, los electrones tienden a ocupar el máximo número de celdas de energía libre para que el espín total tenga el mayor valor.

Por ejemplo:

bien mal mal

3r 3:

s = +1/2+1/2+1/2=1,5 s =-1/2+1/2+1/2=0,5 s = -1/2+1/2-1/2 =-0,5

El principio de mínima energía y la regla de Klechkovsky: los electrones pueblan principalmente los orbitales cuánticos con energía mínima. Dado que la reserva de energía en un átomo está determinada por el valor de la suma de los números cuánticos principales y orbitales (n + ℓ), primero los electrones pueblan los orbitales para los cuales la suma (n + ℓ) es la más pequeña.

Por ejemplo: la suma (n + ℓ) para el subnivel 3d es n = 3, l = 2, por lo tanto (n + ℓ) = 5; para el subnivel 4s: n = 4, ℓ = 0, por lo tanto (n + ℓ ) = 4. En este caso, el subnivel 4s se llena primero y solo luego el subnivel 3d.

Si los valores de energía total son iguales, entonces se puebla el nivel que está más cerca del núcleo.

Por ejemplo: para 3d: n=3, ℓ=2 , (n + ℓ) = 5 ;

para 4p: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.

Dado que n = 3 < n = 4, 3d se llenará con electrones antes de 4 p.

De este modo, la secuencia de niveles y subniveles de llenado con electrones en los átomos:

1 s 2 <2 s 2 <2 pags 6 <3 s 2 <3 pags 6 <4 s 2 <3 D 10 <4 pags 6 <5 s 2 <4 D 10 <5 pags 6 <6 s 2 <5 D 10 ≈ 4 F 14 <6 pags 6 <7s 2 …..

fórmulas electrónicas

Una fórmula electrónica es una representación gráfica de la distribución de electrones en los niveles y subniveles de un átomo. Hay dos tipos de fórmulas:

al escribir, solo se usan dos números cuánticos: n y ℓ. El número cuántico principal se indica con un número antes de la designación de la letra del subnivel. El número cuántico orbital se indica con las letras s, p, d o f. El número de electrones se indica mediante un número como exponente.

Por ejemplo: +1 H: 1s 1 ; +4 Sea: 1s 2 2s 2 ;

2 El: 1s 2 ; +10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 ;

3 Li: 1 s 2 2 s 1 ; +14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

Es decir, la secuencia

1 s 2 <2 s 2 <2 pags 6 <3 s 2 <3 pags 6 <4 s 2 <3 D 10 <4 pags 6 <5 s 2 <4 D 10 <5 pags 6 <6 s 2 <5 D 10 ≈ 4 F 14 <6 pags 6 <7s 2 …..

fórmula electrónica gráfica - se utilizan los 4 números cuánticos - esta es la distribución de electrones en las celdas cuánticas. El número cuántico principal se representa a la izquierda, el orbital, en la parte inferior con una letra, el magnético, el número de celdas, el giro, la dirección de las flechas.

Por ejemplo:

8 O:…2s 2 2p 4

La fórmula gráfica se usa para escribir solo electrones de valencia.

Considere la compilación de fórmulas electrónicas para elementos por períodos.

El período I contiene 2 elementos, en los que el nivel cuántico I y el subnivel s están completamente poblados con electrones (el número máximo de electrones por subnivel es 2):

2 El: n=1 1s 2

Los elementos en los que el subnivel s se completa en último lugar se asignan a s -familia y llama s -elementos .

Los elementos del período II llenan el nivel cuántico II, los subniveles s y p (el número máximo de electrones en el subnivel p es 8).

3 Li: 1 s 2 2 s 1 ; 4 Sea: 1s 2 2s 2 ;

5B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6

Los elementos en los que el subnivel p se completa en último lugar se asignan a p-familia y llama p-elementos .

Los elementos del período III comienzan a formar el nivel cuántico III. Na y Mg están poblando el subnivel 3s con electrones. Para elementos de 13 Al a 18 Ar, se completa el subnivel 3p; El subnivel 3d permanece vacío, ya que tiene un nivel de energía más alto que el subnivel 4s y no está lleno para los elementos del período III.

El subnivel 3d comienza a llenarse en los elementos del período IV, y 4d - en los elementos del período V (de acuerdo con la secuencia):

19 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

21 Sc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 25 Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ;

33 Como: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p3; 43 Tc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p6 5s 2 4d 5

Los elementos en los que el subnivel d se completa en último lugar se asignan a D -familia y llama D -elementos .

4f se completa solo después del elemento 57 del período VI:

57 La: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 ;

58 Ce: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 4f 1 ;

La población del nivel cuántico V por electrones procede de manera similar al período IV. Así, se observa la secuencia de población de niveles y subniveles por electrones mostrada anteriormente:

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

la población de un nuevo nivel cuántico por electrones siempre comienza desde el subnivel s. Para elementos de un período dado, solo los subniveles syp del nivel cuántico externo están poblados por electrones;

la población del subnivel d se retrasa en el período I; 3d-subnivel se completa para elementos del período IV, 4d - subnivel para elementos del período V, etc.;

la población de electrones f del subnivel se retrasa 2 periodos; El subnivel 4f está poblado por elementos del período VI, el subnivel 5f está poblado por elementos del período VII, y así sucesivamente.