Rozkład elektronów na poziomach elektrycznych. Zasada Pauliego

Rozkład elektronów na poziomach energetycznych wyjaśnia metaliczne i niemetaliczne właściwości dowolnych pierwiastków.

Formuła elektroniczna

Istnieje pewna zasada, zgodnie z którą wolne i sparowane cząstki ujemne są umieszczane na poziomach i podpoziomach. Rozważmy bardziej szczegółowo rozkład elektronów na poziomach energetycznych.
Na pierwszym poziomie energetycznym są tylko dwa elektrony. Wypełnianie nimi orbity odbywa się wraz ze wzrostem podaży energii. Rozkład elektronów w atomie pierwiastek chemiczny odpowiada numerowi seryjnemu. Poziomy energii o minimalnej liczbie mają najsilniejszą siłę przyciągania elektronów walencyjnych do jądra.

Przykład opracowania formuły elektronicznej

Rozważ rozkład elektronów na poziomach energetycznych na przykładzie atomu węgla. Jego numer seryjny to 6, dlatego w jądrze znajduje się sześć protonów, mających ładunek dodatni. Biorąc pod uwagę, że węgiel jest przedstawicielem drugiego okresu, charakteryzuje się obecnością dwóch poziomów energetycznych. Pierwszy ma dwa elektrony, drugi ma cztery.
Reguła Hunda wyjaśnia położenie w jednej komórce tylko dwóch elektronów o różnych spinach. Na drugim poziomie energetycznym znajdują się cztery elektrony. W rezultacie rozkład elektronów w atomie pierwiastka chemicznego ma następującą postać: 1s22s22p2.
Istnieją pewne zasady, według których następuje rozkład elektronów na podpoziomy i poziomy.

Zasada Pauliego

Tę zasadę sformułował Pauli w 1925 roku. Naukowiec zastrzegł możliwość umieszczenia w atomie tylko dwóch elektronów o tych samych liczbach kwantowych: n, l, m, s. Należy zauważyć, że rozkład elektronów na poziomach energii następuje wraz ze wzrostem ilości energii swobodnej.

Reguła Klechkowskiego

Wypełnianie orbitali energetycznych odbywa się zgodnie ze wzrostem liczb kwantowych n + l i charakteryzuje się wzrostem rezerwy energii.
Rozważ rozkład elektronów w atomie wapnia.
W stanie normalnym jego formuła elektroniczna wygląda następująco:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
W przypadku elementów podobnych podgrup związanych z pierwiastkami d i f występuje „awaria” elektronu z podpoziomu zewnętrznego, który ma mniejszą rezerwę energii, do poprzedniego podpoziomu d lub f. Podobne zjawisko jest typowe dla miedzi, srebra, platyny, złota.
Rozkład elektronów w atomie obejmuje wypełnianie podpoziomów niesparowanymi elektronami, które mają te same spiny.
Dopiero po całkowitym wypełnieniu wszystkich wolnych orbitali pojedynczymi elektronami komórki kwantowe są uzupełniane drugim negatywne cząstki z przeciwnymi spinami.
Na przykład w stanie niewzbudzonym azotu:
1s2 2s2 2p3.
Na właściwości substancji wpływa konfiguracja elektronów elektronów walencyjnych. Według ich liczby można określić najwyższą i najniższą wartościowość, aktywność chemiczną. Jeśli pierwiastek znajduje się w głównej podgrupie układu okresowego, można użyć numeru grupy do skomponowania zewnętrznego poziomu energii, określenia jego stopnia utlenienia. Na przykład fosfor, który znajduje się w piątej grupie (głównej podgrupie), zawiera pięć elektronów walencyjnych, dlatego jest w stanie przyjąć trzy elektrony lub przekazać pięć cząstek innemu atomowi.
Wszyscy przedstawiciele drugorzędnych podgrup układu okresowego są wyjątkami od tej reguły.

Funkcje rodzinne

W zależności od tego, jaką strukturę ma zewnętrzny poziom energii, istnieje podział wszystkich neutralnych atomów zawartych w układzie okresowym na cztery rodziny:

pierwiastki s znajdują się w pierwszej i drugiej grupie (podgrupy główne); rodzina p znajduje się w grupach III-VIII (podgrupy A); pierwiastki d znajdują się w podobnych podgrupach z grup I-VIII; rodzina f składa się z aktynowców i lantanowców.

Wszystkie s-elementy w stanie normalnym mają elektrony walencyjne na s-podpoziomie. P-elementy charakteryzują się obecnością wolnych elektronów na podpoziomach s- i p-.
Pierwiastki d w stanie niewzbudzonym mają elektrony walencyjne zarówno na ostatnim s-, jak i na przedostatnim d-podpoziomie.

Wniosek

Stan dowolnego elektronu w atomie można opisać za pomocą zestawu liczb podstawowych. W zależności od cech jego struktury możemy mówić o określonej ilości energii. Stosując zasadę Hunda, Klechkowskiego, Pauliego dla dowolnego pierwiastka zawartego w układzie okresowym pierwiastków, możesz stworzyć konfigurację neutralnego atomu.
Najmniejszy zapas energii w stanie niewzbudzonym posiadają elektrony znajdujące się na pierwszych poziomach. Gdy obojętny atom jest podgrzewany, obserwuje się przejście elektronów, któremu zawsze towarzyszy zmiana liczby wolnych elektronów, prowadzi do znacznej zmiany stanu utlenienia pierwiastka, zmiany jego aktywności chemicznej.

Ponieważ w reakcje chemiczne jądra reagujących atomów pozostają niezmienione, wtedy Właściwości chemiczne atomy zależą przede wszystkim od struktury powłok elektronowych atomów. Dlatego bardziej szczegółowo zajmiemy się rozkładem elektronów w atomie, a głównie tymi, które determinują chemiczne właściwości atomów (tzw. elektrony walencyjne), a w konsekwencji okresowością właściwości atomów i ich związki. Wiemy już, że stan elektronów można opisać zbiorem czterech liczb kwantowych, ale aby wyjaśnić budowę powłok elektronowych atomów, trzeba znać następujące trzy główne postanowienia: 1) zasada Pauliego, 2) zasada Pauliego zasada najmniej energii i 3) uderzył w Gund. Zasada Pauliego. W 1925 roku szwajcarski fizyk W. Pauli ustanowił zasadę nazwaną później zasadą Pauliego (lub wykluczeniem Pauliego): w atomie ve mogą znajdować się dwa elektrony o takich samych właściwościach. Wiedząc, że właściwości elektronów charakteryzują liczby kwantowe, zasadę Pauliego można również sformułować w ten sposób: nie może być dwóch elektronów w atomie, w którym wszystkie cztery liczby kwantowe byłyby takie same. Przynajmniej jedna z liczb kwantowych l, /, mt lub m3 musi się koniecznie różnić. Tak więc elektrony o tym samym kwantze - W dalszej części zgadzamy się na graficzne oznaczenie elektronów o wartościach s = + lj2> strzałką T, a tych o wartościach J- ~ lj2 - strzałką Dwa elektrony mające takie same spiny są często nazywane elektronami o równoległych spinach i są oznaczane przez ft (lub C). Dwa elektrony o przeciwnych spinach nazywane są elektronami o spinach aptirównoległych i są oznaczone | J-te liczby l, I i mt muszą koniecznie różnić się spinami. Dlatego w atomie mogą znajdować się tylko dwa elektrony o tym samym n, / i m, jeden z m = -1/2, drugi z m = + 1/2. Wręcz przeciwnie, jeśli spiny dwóch elektronów są takie same, jedna z liczb kwantowych musi się różnić: n, / lub mh n=1. Wtedy /=0, mt-0 i t mogą mieć dowolną wartość: +1/ 2 lub -1/2. Widzimy, że jeśli n - 1, to mogą być tylko dwa takie elektrony. W ogólnym przypadku dla dowolnej wartości n elektrony różnią się przede wszystkim boczną liczbą kwantową /, która przyjmuje wartości od 0 do n-1. Dla zadanych, czy/ mogą istnieć (2/+1) elektrony o różnych wartościach magnetycznej liczby kwantowej m. Liczba ta musi zostać podwojona, ponieważ podane wartości l, / i m( odpowiadają dwóm różnym wartościom rzutu spinowego mx. Dlatego maksymalna liczba elektronów o tej samej liczbie kwantowej l jest wyrażona sumą Jest jasne, dlaczego na pierwszym poziomie energii nie może być więcej niż 2 elektrony , na drugim - 8, na trzecim - 18 itd. Rozważmy na przykład atom wodoru iH. W wodorze jest jeden elektron atom iH, a spin tego elektronu może być skierowany dowolnie (tj. ms^ + ij2 lub mt \u003d -1 / 2), a elektron jest w stanie s-co na pierwszym poziomie energii z l- 1 ( Przypomnijmy jeszcze raz, że pierwszy poziom energii składa się z jednego podpoziomu - 15, drugi poziom energii - z dwóch podpoziomów - 2s i 2p , trzeci - z trzech podpoziomów - 3 *, Zru 3d, itd. D.). Z kolei podpoziom jest podzielony na komórki kwantowe * (stany energetyczne określone przez liczbę możliwych wartości m (tj. 2/4-1). Zwyczajowo przedstawia się graficznie komórkę jako prostokąt , kierunek spinu elektronu to strzałki, dlatego stan elektronu w atomie wodór iH można przedstawić jako Ijt1, czyli to samo, Przez „komórkę kwantową” rozumiesz * orbital charakteryzujący się tym samym zbiorem wartości liczb kwantowych n, I i m * w każdej komórce można umieścić maksymalnie dwa elektrony o spinach równoległych ayati, co oznacza ti - Rozkład elektronów w atomach W atomie helu 2He, kwant liczby n-1, / \u003d 0 i m (-0) są takie same dla obu jego elektronów, a liczba kwantowa m3 jest inna.Rzuty spinu elektronu helu mogą wynosić mt \u003d + V2 i ms \u003d - V2 struktura powłoki elektronowej atomu helu 2He można przedstawić jako Is-2 lub, co jest takie samo, 1S I Przedstawmy strukturę powłok elektronowych pięciu atomów pierwiastków drugiego okresu układ okresowy pierwiastków Mendelejew: Nie jest z góry oczywiste, że powłoki elektronowe 6C, 7N i BO powinny być wypełnione w ten sposób. O danym układzie spinów decyduje tzw. reguła Hunda (po raz pierwszy sformułowana w 1927 r. przez niemieckiego fizyka F. Gunda). Zasada Gunda. Dla danej wartości I (czyli w ramach pewnego podpoziomu) elektrony są ułożone w taki sposób, że suma stu * jest maksymalna. Jeśli na przykład konieczne jest rozmieszczenie trzech elektronów w trzech / ^-komórkach atomu azotu, to każdy z nich będzie umieszczony w oddzielnej komórce, tj. umieszczony na trzech różnych orbitalach p: W tym przypadku suma spin wynosi 3/2, ponieważ jego rzut to m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Te same trzy elektrony nie mogą być ułożone w ten sposób: 2p NI bo wtedy rzut sumy obrót to mm = + 1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Z tego powodu, dokładnie jak wyżej, elektrony znajdują się w atomach węgla, azotu i tlenu. Rozważmy dalej elektronowe konfiguracje atomów następnego trzeciego okresu. Zaczynając od sodu uNa, wypełniany jest trzeci poziom energii z główną liczbą kwantową n-3. Atomy pierwszych ośmiu pierwiastków trzeciego okresu mają następujące konfiguracje elektronowe: Rozważmy teraz konfigurację elektronową pierwszego atomu czwartego okresu potasu 19K. Pierwsze 18 elektronów wypełnia następujące orbitale: ls12s22p63s23p6. Wydawałoby się, że; że dziewiętnasty elektron atomu potasu musi spaść na podpoziom 3d, co odpowiada n = 3 i 1=2. Jednak w rzeczywistości elektron walencyjny atomu potasu znajduje się na orbicie 4s. Dalsze wypełnianie muszli po 18. elemencie nie następuje w takiej samej kolejności jak w dwóch pierwszych okresach. Elektrony w atomach są ułożone zgodnie z zasadą Pauliego i regułą Hunda, ale w taki sposób, aby ich energia była jak najmniejsza. Zasada najmniejszej energii (największy wkład w rozwój tej zasady wniósł krajowy naukowiec VM Klechkovsky) - w atomie każdy elektron znajduje się tak, że jego energia jest minimalna (co odpowiada jego największemu połączeniu z jądrem) . Energia elektronu jest określana głównie przez główną liczbę kwantową n i boczną liczbę kwantową /, dlatego najpierw wypełniane są te podpoziomy, dla których suma wartości liczb kwantowych pi / jest najmniejsza. Na przykład energia elektronu na podpoziomie 4s jest mniejsza niż na podpoziomie 3d, ponieważ w pierwszym przypadku n+/=4+0=4, aw drugim n+/=3+2= 5; na podpoziomie 5* (n+ /=5+0=5) energia jest mniejsza niż w Ad (l + /=4+ 4-2=6); o 5p (l+/=5 +1 = 6) energia jest mniejsza niż o 4/(l-f/= =4+3=7) itd. To W.M. Klechkovsky jako pierwszy sformułował w 1961 r. ogólne twierdzenie, że elektron w stanie podstawowym zajmuje poziom nie o najmniejszej możliwej wartości n, ale o najmniejszej wartości sumy sumy wartości ​od pi/ są równe, początkowo wypełniany jest podpoziom o niższej wartości n itd. W układzie okresowym pierwiastków Mendelejewa sekwencja poziomów i podpoziomów wypełnienia elektronami jest następująca (ryc. 2.4). Rozkład elektronów w atomach. Schemat wypełniania elektronami poziomów i podpoziomów energetycznych Dlatego, zgodnie z zasadą najmniejszej energii, w wielu przypadkach energetycznie bardziej opłaca się elektronowi zająć podpoziom poziomu „nadrzędnego”, chociaż podpoziom poziomu „niższego”. nie jest wypełnione: Dlatego w czwartym okresie podpoziom 4s jest wypełniany jako pierwszy, a dopiero potem podpoziom 3d .

Podczas rozprowadzania elektronów w ogniwach kwantowych postępuj zgodnie z instrukcjami
opierać się na zasadzie Pauliego: atom nie może mieć dwóch elektronów z tym samym
zbiór wartości wszystkich liczb kwantowych, tj. orbital atomowy nie może zawierać
ścisnąć więcej niż dwa elektrony, a ich momenty spinowe muszą być przeciwne
naprzeciw
↓

Ogólna notacja wygląda tak:

gdzie n jest głównym, ℓ jest orbitalnymi liczbami kwantowymi; x to liczba elektronów,
w danym stanie kwantowym. Na przykład wpis 4d3 może brzmieć:
interpretowane w następujący sposób: trzy elektrony zajmują czwartą energię
poziom nieba, d-podpoziom.

Charakter rozwoju podpoziomów energetycznych determinuje własność
element do tej lub innej rodziny elektronicznej.

W s-elementach budowany jest zewnętrzny s-podpoziom, na przykład

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
W elementach p budowany jest zewnętrzny podpoziom p, na przykład

9 F 1s 2s2 2p5 .

Rodziny s i p zawierają elementy głównych podgrup układu okresowego
tsy D.I. Mendelejew.

W d-elementach budowany jest d-podpoziom przedostatniego poziomu,
na przykład,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

Rodzina d zawiera elementy podgrup drugorzędowych. Ten se-
Elementami są s-elektrony ostatniego poziomu energetycznego i d-elektrony
przedostatni poziom.

W elementach f budowany jest podpoziom f trzeciego poziomu zewnętrznego,
na przykład,

58Se5s25p65d16s2.

Przedstawicielami rodziny f-elektronów są lantanowce i aktynowce.

Liczba kwantowa może przyjmować dwie wartości: Dlatego nie więcej niż elektrony mogą znajdować się w stanach o określonej wartości:

Podstawy teoria stref

Zgodnie z postulatami Bohra, w izolowanym atomie energia elektronu może przybierać wartości ściśle dyskretne (mówi się też, że elektron znajduje się na jednym z orbitali).

W przypadku kilku połączonych atomów wiązanie chemiczne(na przykład w cząsteczce) orbitale elektronowe są podzielone w ilości proporcjonalnej do liczby atomów, tworząc tak zwane orbitale molekularne. Wraz z dalszym wzrostem układu do kryształu makroskopowego (liczba atomów jest większa niż 10 20), liczba orbitali staje się bardzo duża, a różnica energii elektronów znajdujących się w sąsiednich orbitalach jest odpowiednio bardzo mała, poziomy energetyczne są podzielone na prawie ciągłe dyskretne zbiory - pasma energetyczne. Najwyższe z dozwolonych pasm energetycznych w półprzewodnikach i dielektrykach, w których w temperaturze 0 K wszystkie stany energetyczne są zajęte przez elektrony, nazywa się pasmem walencyjnym, po którym następuje pasmo przewodnictwa. W metalach pasmo przewodnictwa jest najwyższym dozwolonym pasmem, w którym elektrony znajdują się w temperaturze 0 K.

Teoria pasmowa opiera się na następujących głównych przybliżeniach:

1. Ciało stałe jest idealnie okresowym kryształem.

2. Pozycje równowagi węzłów sieci krystalicznej są stałe, to znaczy jądra atomów uważa się za nieruchome (przybliżenie adiabatyczne). Małe drgania atomów wokół pozycji równowagi, które można opisać jako fonony, są następnie wprowadzane jako zaburzenie widma energii elektronowej.

3. Problem wieloelektronowy sprowadza się do problemu jednoelektronowego: działanie wszystkich innych na dany elektron jest opisane przez jakieś uśrednione pole okresowe.

Szereg zjawisk, które są zasadniczo wieloelektronowe, takie jak ferromagnetyzm, nadprzewodnictwo i te, w których odgrywają rolę ekscytony, nie mogą być konsekwentnie rozważane w ramach teorii pasmowej. Jednak przy bardziej ogólnym podejściu do konstruowania teorii ciało stałe okazało się, że wiele wyników teorii pasmowej jest szerszych niż jej początkowe założenia.

Fotoprzewodnictwo.

Fotoprzewodnictwo- zjawisko zmiany przewodności elektrycznej substancji po absorpcji promieniowania elektromagnetycznego, takiego jak promieniowanie widzialne, podczerwone, ultrafioletowe czy rentgenowskie.

Fotoprzewodnictwo jest nieodłączną cechą półprzewodników. Przewodnictwo elektryczne półprzewodników jest ograniczone brakiem nośników ładunku. Kiedy foton jest absorbowany, elektron przechodzi z pasma walencyjnego do pasma przewodnictwa. W efekcie powstaje para nośników ładunku: elektron w paśmie przewodnictwa i dziura w paśmie walencyjnym. Oba nośniki ładunku po przyłożeniu napięcia do półprzewodnika wytwarzają prąd elektryczny.

Kiedy fotoprzewodnictwo jest wzbudzane w samoistnym półprzewodniku, energia fotonu musi przekraczać pasmo zabronione. W półprzewodniku z domieszkami absorpcji fotonu może towarzyszyć przejście od poziomu znajdującego się w pasmie wzbronionym, co umożliwia zwiększenie długości fali światła powodującego fotoprzewodnictwo. Ta okoliczność jest ważna dla wykrywania promieniowania podczerwonego. Warunkiem wysokiej fotoprzewodności jest również duży współczynnik pochłaniania światła, który realizowany jest w półprzewodnikach z bezpośrednim odstępem

zjawiska kwantowe

37) Struktura jądra i radioaktywność

Jądro atomowe- środkowa część atomu, w której skoncentrowana jest jego główna masa (ponad 99,9%). Jądro jest naładowane dodatnio, ładunek jądra określa pierwiastek chemiczny, do którego przypisany jest atom. Rozmiary jąder różnych atomów to kilka femtometrów, czyli ponad 10 tysięcy razy mniej niż rozmiar samego atomu.

Liczba protonów w jądrze nazywana jest jego liczbą ładunku - liczba ta jest równa liczbie porządkowej pierwiastka, do którego należy atom w tabeli (Układ okresowy pierwiastków) Mendelejewa. Liczba protonów w jądrze determinuje strukturę powłoki elektronowej obojętnego atomu, a tym samym właściwości chemiczne odpowiedniego pierwiastka. Liczba neutronów w jądrze nazywana jest its liczba izotopowa. Jądra o tej samej liczbie protonów i różnej liczbie neutronów nazywane są izotopami. Jądra o tej samej liczbie neutronów, ale różnej liczbie protonów nazywane są izotonami. Pojęcia izotop i izoton są również używane w odniesieniu do atomów zawierających wskazane jądra, a także do charakteryzowania niechemicznych odmian jednego pierwiastka chemicznego. Całkowita liczba nukleonów w jądrze nazywana jest liczbą masową () i jest w przybliżeniu równa średniej masie atomu wskazanej w układzie okresowym. Nuklidy o tej samej liczbie masowej, ale różnym składzie protonowo-neutronowym, nazywane są izobarami.

rozpad radioaktywny(od łac. promień"belka" i aktywny„skuteczny”) - spontaniczna zmiana składu (szarża Z, Liczba masowa A) lub Struktura wewnętrzna niestabilne jądra atomowe emitujące cząstki elementarne, promienie gamma i/lub fragmenty jądrowe. Nazywa się również proces rozpadu promieniotwórczego radioaktywność, a odpowiednie jądra (nuklidy, izotopy i pierwiastki chemiczne) są radioaktywne. Substancje zawierające jądra radioaktywne są również nazywane radioaktywnymi.

Rozkład elektronów na poziomach energetycznych wyjaśnia metaliczne i niemetaliczne właściwości dowolnych pierwiastków.

Formuła elektroniczna

Istnieje pewna zasada, zgodnie z którą wolne i sparowane cząstki ujemne są umieszczane na poziomach i podpoziomach. Rozważmy bardziej szczegółowo rozkład elektronów na poziomach energetycznych.

Na pierwszym poziomie energetycznym są tylko dwa elektrony. Wypełnianie nimi orbity odbywa się wraz ze wzrostem podaży energii. Rozkład elektronów w atomie pierwiastka chemicznego odpowiada liczbie porządkowej. Poziomy energii o minimalnej liczbie mają najsilniejszą siłę przyciągania elektronów walencyjnych do jądra.

Przykład opracowania formuły elektronicznej

Rozważ rozkład elektronów na poziomach energetycznych na przykładzie atomu węgla. Jego numer seryjny to 6, dlatego w jądrze znajduje się sześć dodatnio naładowanych protonów. Biorąc pod uwagę, że węgiel jest przedstawicielem drugiego okresu, charakteryzuje się obecnością dwóch poziomów energetycznych. Pierwszy ma dwa elektrony, drugi ma cztery.

Reguła Hunda wyjaśnia położenie w jednej komórce tylko dwóch elektronów o różnych spinach. Na drugim poziomie energetycznym znajdują się cztery elektrony. W rezultacie rozkład elektronów w atomie pierwiastka chemicznego ma następującą postać: 1s22s22p2.

Istnieją pewne zasady, według których następuje rozkład elektronów na podpoziomy i poziomy.

Zasada Pauliego

Tę zasadę sformułował Pauli w 1925 roku. Naukowiec zastrzegł możliwość umieszczenia w atomie tylko dwóch elektronów o tych samych liczbach kwantowych: n, l, m, s. Należy zauważyć, że rozkład elektronów na poziomach energii następuje wraz ze wzrostem ilości energii swobodnej.

Reguła Klechkowskiego

Wypełnianie orbitali energetycznych odbywa się zgodnie ze wzrostem liczb kwantowych n + l i charakteryzuje się wzrostem rezerwy energii.

Rozważ rozkład elektronów w atomie wapnia.

W stanie normalnym jego formuła elektroniczna wygląda następująco:

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

W przypadku elementów podobnych podgrup związanych z pierwiastkami d i f występuje „awaria” elektronu z podpoziomu zewnętrznego, który ma mniejszą rezerwę energii, do poprzedniego podpoziomu d lub f. Podobne zjawisko jest typowe dla miedzi, srebra, platyny, złota.

Rozkład elektronów w atomie obejmuje wypełnianie podpoziomów niesparowanymi elektronami, które mają te same spiny.

Dopiero po całkowitym wypełnieniu wszystkich wolnych orbitali pojedynczymi elektronami, komórki kwantowe są uzupełniane o drugie ujemne cząstki o przeciwnych spinach.

Na przykład w stanie niewzbudzonym azotu:

Na właściwości substancji wpływa konfiguracja elektronów elektronów walencyjnych. Według ich liczby można określić najwyższą i najniższą wartościowość, aktywność chemiczną. Jeśli pierwiastek znajduje się w głównej podgrupie układu okresowego, można użyć numeru grupy do skomponowania zewnętrznego poziomu energii, określenia jego stopnia utlenienia. Na przykład fosfor, który znajduje się w piątej grupie (głównej podgrupie), zawiera pięć elektronów walencyjnych, dlatego jest w stanie przyjąć trzy elektrony lub przekazać pięć cząstek innemu atomowi.

Wszyscy przedstawiciele drugorzędnych podgrup układu okresowego są wyjątkami od tej reguły.

Funkcje rodzinne

W zależności od tego, jaką strukturę ma zewnętrzny poziom energii, istnieje podział wszystkich neutralnych atomów zawartych w układzie okresowym na cztery rodziny:

• s-elementy należą do pierwszej i drugiej grupy (podgrupy główne);
• rodzina p znajduje się w grupach III-VIII (podgrupy A);
• pierwiastki d występują w podobnych podgrupach z grup I-VIII;
• Rodzina f składa się z aktynowców i lantanowców.

Wszystkie s-elementy w stanie normalnym mają elektrony walencyjne na s-podpoziomie. P-elementy charakteryzują się obecnością wolnych elektronów na podpoziomach s- i p-.

Pierwiastki d w stanie niewzbudzonym mają elektrony walencyjne zarówno na ostatnim s-, jak i na przedostatnim d-podpoziomie.

Wniosek

Stan dowolnego elektronu w atomie można opisać za pomocą zestawu liczb podstawowych. W zależności od cech jego struktury możemy mówić o określonej ilości energii. Stosując zasadę Hunda, Klechkowskiego, Pauliego dla dowolnego pierwiastka zawartego w układzie okresowym pierwiastków, możesz stworzyć konfigurację neutralnego atomu.

Najmniejszy zapas energii w stanie niewzbudzonym posiadają elektrony znajdujące się na pierwszych poziomach. Gdy obojętny atom jest podgrzewany, obserwuje się przejście elektronów, któremu zawsze towarzyszy zmiana liczby wolnych elektronów, prowadzi do znacznej zmiany stanu utlenienia pierwiastka, zmiany jego aktywności chemicznej.

Dystrybucję charakteryzują następujące zasady:

zasada Pauliego;

rządy Gunda;

zasada najmniejszej energii i zasada Klechkowskiego.

Przez Zasada Pauliego Atom nie może mieć dwóch lub więcej elektronów o tej samej wartości wszystkich czterech liczb kwantowych. W oparciu o zasadę Pauliego możesz ustawić maksymalną pojemność każdego poziomu energii i podpoziomu.

	Podpoziom, ℓ	Oznaczenie podpoziomu	Magnetyczna liczba kwantowa, m	Spinowa liczba kwantowa,s
			3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

W ten sposób, maksymalna liczba elektronów na:

s -podpoziom - 2,

P - podpoziom - 6,

D -podpoziom - 10,

F -podpoziom - 14.

Na poziomie kwantowym n elektron może przybierać wartości 2n 2 różnych stanów, co ustalono empirycznie za pomocą analizy spektralnej.

Zasada Gunda : na każdym podpoziomie elektrony mają tendencję do zajmowania maksymalnej liczby komórek o energii swobodnej, tak aby całkowity spin miał największą wartość.

Na przykład:

dobrze źle źle

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

Zasada najmniejszej energii i zasada Klechkowskiego: elektrony głównie wypełniają orbitale kwantowe o minimalnej energii. Ponieważ zapas energii w atomie jest określony przez wartość sumy głównych i orbitalnych liczb kwantowych (n + ℓ), elektrony najpierw zapełniają orbitale, dla których suma (n + ℓ) jest najmniejsza.

Na przykład: suma (n + ℓ) dla podpoziomu 3d wynosi n = 3, l = 2, stąd (n + ℓ) = 5; dla podpoziomu 4s: n = 4, ℓ = 0, stąd (n + ℓ ) = 4. W tym przypadku najpierw wypełniany jest podpoziom 4s, a dopiero potem podpoziom 3d.

Jeśli całkowite wartości energii są równe, to zaludniony jest poziom bliższy jądru.

Na przykład: dla 3d: n=3, ℓ=2 , (n + ℓ) = 5 ;

dla 4p: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.

Ponieważ n = 3 < n = 4, 3d zostanie wypełniony elektronami wcześniej niż 4 p.

W ten sposób, sekwencja poziomów i podpoziomów wypełnienia elektronami w atomach:

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

Formuły elektroniczne

Formuła elektroniczna to graficzna reprezentacja rozkładu elektronów na poziomach i podpoziomach w atomie. Istnieją dwa rodzaje formuł:

podczas pisania używane są tylko dwie liczby kwantowe: n i ℓ. Główna liczba kwantowa jest oznaczona liczbą przed literowym oznaczeniem podpoziomu. Orbitalna liczba kwantowa jest oznaczona literą s, p, d lub f. Liczbę elektronów wskazuje liczba jako wykładnik.

Na przykład: +1 H: 1s 1 ; +4 Be: 1s 2 2s 2 ;

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

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

To znaczy sekwencja

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

graficzna formuła elektroniczna - używane są wszystkie 4 liczby kwantowe - jest to rozkład elektronów w ogniwach kwantowych. Główna liczba kwantowa jest przedstawiona po lewej stronie, orbitalna - na dole literą, magnetyczna - liczba komórek, spin - kierunek strzałek.

Na przykład:

8 W:…2s 2 2p 4

Formuła graficzna służy do zapisywania tylko elektronów walencyjnych.

Rozważ kompilację formuł elektronicznych dla elementów według okresów.

Okres I zawiera 2 elementy, w których I poziom kwantowy i podpoziom s są całkowicie wypełnione elektronami (maksymalna liczba elektronów na podpoziom wynosi 2):

2 He: n=1 1s 2

Elementy, w których podpoziom s jest wypełniony jako ostatni, są przypisane do s -rodzina i zadzwoń s -elementy .

Elementy okresu II wypełniają II poziom kwantowy, podpoziomy s i p (maksymalna liczba elektronów w podpoziomie p wynosi 8).

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

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

Elementy, w których podpoziom p jest wypełniony jako ostatni, są przypisane do p-rodzina i zadzwoń p-elementy .

Elementy III okresu zaczynają formować III poziom kwantowy. Na i Mg wypełniają podpoziom 3s elektronami. Dla elementów od 13 Al do 18 Ar wypełniany jest podpoziom 3p; Podpoziom 3d pozostaje pusty, ponieważ ma wyższy poziom energii niż podpoziom 4s i nie jest wypełniony dla elementów okresu III.

Podpoziom 3d zaczyna być wypełniany w elementach okresu IV, a 4d - w elementach okresu V (zgodnie z kolejnością):

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 min: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ;

33 Jako: 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

Elementy, w których podpoziom d jest wypełniony jako ostatni, są przypisane do D -rodzina i zadzwoń D -elementy .

4f wypełnia się dopiero po 57. elemencie VI okresu:

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 C: 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 ;

Populacja elektronów na poziomie kwantowym V przebiega podobnie do okresu IV. W ten sposób obserwuje się pokazaną wcześniej sekwencję populacji poziomów i podpoziomów przez elektrony:

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

populacja elektronów na nowym poziomie kwantowym zawsze zaczyna się od podpoziomu s. Dla elementów danego okresu tylko podpoziomy s i p zewnętrznego poziomu kwantowego są wypełnione elektronami;

populacja podpoziomu d jest opóźniona o okres I; Podpoziom 3d jest wypełniany dla elementów okresu IV, 4d - podpoziom dla elementów okresu V itd.;

populacja elektronów f podpoziomu jest opóźniona o 2 okresy; Podpoziom 4f zawiera elementy okresu VI, podpoziom 5f elementy okresu VII i tak dalej.