Pauli keemia põhimõte. Kvantinumbrid. Põhimõte Pauli. Reegel Hund. I. Organisatsiooni hetk
Sissejuhatus
1925. aastal asutas Paulli kvantatsiooni - mehaanilise põhimõttega (Pauli keeldude põhimõte).
Igal aatomil ei saa olla kaks elektroni samas statsionaarsetes riikides, mis määravad kindlaks nelja kvantnumbrite komplekt: N, M, MS.
Näiteks energiatasandil ei pruugi olla rohkem kui kaks elektroni, vaid keerutuste vastassuunas.
Pauli põhimõte andis võimaluse teoreetiliselt põhjendada Mendeleevi elementide perioodilist süsteemi, luua kvantstatistikuid, kaasaegset tahkete organite teooriat jne.
Powli põhimõte
Iga aatomi elektroni seisundit iseloomustavad neli kvantinumbrit:
1. Peamine kvantinumber N (n \u003d 1, 2 ...).
2. Orbital (Azimuthall) Quantum number L (L \u003d 0, 1, 2, ... n-1).
3. Magnetic Quantum arv M (m \u003d 0, +/- 1, +/- 2, + / -... +/- l).
4. Spin Quantumi number MS (MS \u003d +/- 1/2).
Peamise kvantinumbri ühe ühe fikseeritud väärtuse puhul on 2N2 erinevat kvant elektroonilist riiki.
Üks kvantmehaanika seadusi, mida nimetatakse Powli põhimõteteks, väited:
Samas aatomil ei saa olla kaks elektroni sama komplekti kvantnumbritega (s.o, ei saa olla kaks elektroni samas olekus).
Pauli põhimõte annab selgituse aatomi omaduste perioodilise korratuse kohta, st Mendeleevi elementide perioodiline süsteem.
Elementide perioodiline süsteem D. I. Mendeleev
1869. aastal avas Mendeleev elementide keemiliste ja füüsikaliste omaduste muutmise perioodilise õiguse. Ta tutvustas elemendi järjekorranumbri mõiste ja sai täieliku sageduse elementide keemiliste omaduste muutmisel.
Sel juhul jäi osa perioodilise süsteemi rakkudest tühjaks, sest Vastavad elemendid olid selleks ajaks tundmatud. 1998. aastal sünteesiti Venemaal 114. elemendi isotoop.
Mendeleev ennustas mitmeid uusi elemente (skandurium, Saksamaa jne) ja kirjeldas nende keemilisi omadusi. Hiljem olid need elemendid avatud, mis kinnitasid täielikult oma teooria õiglust. Samuti oli võimalik selgitada aatomite masside väärtusi ja mõnede elementide omadusi.
Aatomite keemilised omadused ja mitmeid nende füüsikalisi omadusi selgitatakse välise (valentsi) elektronide käitumisega.
Statsionaarsed kvantiired elektroni aatomil (molekuli) iseloomustab komplekt 4 kvant numbrid: peamine (N), orbitaal (L), magnetvälja (M) ja magnetvälja (MS). Igaüks neist iseloomustab kvantiseerimist: energia (n), impulsi hetkel (L), prognoosid impulssi prognoosid välise magnetvälja suunas (m) ja tagakülje projektsioon (MS) projektsioon.
Teooria kohaselt on keemilise elemendi Z järjestuse number võrdne aatomi elektronide koguarvust.
Kui Z on elektronide arv aatomis, mis asub olekus, mis on seatud 4 kvantnumbritega N, L, M, MS, siis z (N, L, M, MS) \u003d 0 või 1.
Kui Z on aatomi elektronide arv, mis asub 3 kvantnumbrite komplektis N, L, M, siis Z (N, L, M) \u003d 2. Sellised elektronid iseloomustab keerutuste orientatsioon.
Kui Z on elektronide arv aatomites kindlaksmääratud 2 kvantnumbriga N, L, siis z (N, L) \u003d 2 (2L + 1).
Kui Z on aatomi elektronide arv, mis on peamise kvantinumbri N väärtus, siis z (n) \u003d 2N2.
Aatomi elektronid, mis hõivavad peamise kvantnumbri n samaväärtustega riikide komplekt, moodustavad elektroonilise kihi: N \u003d 1 kiht; N \u003d 2 l - kiht; N \u003d 3 m - kiht; N \u003d 4 N-kihis; N \u003d 5 O-kihis jne.
Igas aatomi elektroonilises kihis jaotatakse kõik elektronid kestade kaudu. Koor vastab orbiidi kvantnumbri teatud väärtusele (tabel 1 ja joonis fig 1).
| n. | Elektrooniline kiht | Koorte elektronide arv | Elektronide koguarv | ||||
| s (l \u003d 0) | p (l \u003d 1) | d (l \u003d 2) | f (l \u003d 3) | g (l \u003d 4) | |||
| 1 | K. | 2 | - | - | - | - | 2 |
| 1 | L. | 2 | 6 | - | - | - | 8 |
| 3 | M. | 2 | 6 | 10 | - | - | 18 |
| 4 | N. | 2 | 6 | 10 | 14 | - | 32 |
| 5 | O. | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 | 50 |
Antud L-ga aktsepteerib magnetiline kvantinumber m 2L + 1 väärtused ja MS - kaks väärtust. Seetõttu on elektroonilise kesta võimalike riikide arv antud L-ga 2 (2L + 1). Nii täidetakse kesta l \u003d 0 (s - kest) kahe elektroniga; Shell L \u003d 1 (p - kest) - kuus elektroni; Shell L \u003d 2 (D - Shell) - kümme elektroni; Shell L \u003d 3 (F - kest) - neliteist elektroni.
Elektrooniliste kihtide ja kestade täitmise järjestus Mendeleevi elementide perioodilises süsteemis seletatakse kvantmehaanika järgi ja põhineb 4 positsioonil:
1. Selle keemilise elemendi aatomi elektronide koguarv on võrdne Z-i järjestusega
2. Elektroni osariik aatomi määrab 4 kvantnumbrite komplekt: N, L, M, MS.
3. elektronide jaotus energiariikide aatomile peaks vastama minimaalsele energiale.
4. Energiavarude elektronide täitmine aatomil peaks toimuma vastavalt Pauli põhimõttele.
Aatomite kaalumisel suure z-ga, mis on tingitud kerneli eest tasu suurenemisest, pingutatakse elektronkiht kernelile ja hakkab täita kihti n \u003d 2 jne. Antud N puhul täidetakse S-elektronide seisund (L \u003d 0), seejärel P-elektronid (L \u003d 1), D-elektronid (L \u003d 2) jne. See toob kaasa elementide keemiliste ja füüsikaliste omaduste sageduse. Esimese perioodi elementide puhul lõpetatakse 1S kest kõigepealt; Teise ja kolmanda perioodi elektronide puhul - 2S, 2P ja 3S ja 3R kestad.
Siiski alates neljandast perioodist (kaaliumi element, z \u003d 19) on kestade täitmise järjestus häiritud elektronide konkurentsi tõttu energiale. Usaldusväärsed elektronid suure N-ga, kuid väiksemad l (näiteks 4S-elektronid on tugevamad kui 3D-d), võivad olla tugevamad kui (energiliselt kasumlikum).
Elektrite jaotus kestade aatomi määramiseks määravad selle elektroonilise konfiguratsiooni. Aatomi elektroonilise konfiguratsiooni näitamiseks kirjutavad nad mitmeid NL-kestade elektrooniliste olekute täitmise sümboleid, mis algavad kerneli lähedal. Pareduse indeks on nende riikide elektronide arv, mis on nendes riikides. Näiteks naatriumaatomi 2311NA juures, kus Z \u003d 11 on MendeleeV tabeli elemendi järjestuse number; aatomi elektronide arv; prootonite arv kernelis; A \u003d 23 on massi number (prootonite arv ja neutronite arv kernel). Elektrooniline konfiguratsioon on: 1s2 2S2 2P6 3S1, s.t. kihiga n \u003d 1 ja l \u003d 0 - kaks S-elektrit; kihis n \u003d 2 ja l \u003d 0 - kaks S elektronid; kihiga n \u003d 2 ja l \u003d 1 - kuus p-elektrit; N \u003d 3 ja L \u003d 0 - ühe S-elektroniga kihis.
Koos tavalise elektroonilise konfiguratsiooni aatomi vastab kõige vastupidavam siduva energia kõik elektronid, põnev elektrooniline konfiguratsiooni tekib siis, kui üks või mitu elektroni on põnevil.
Näiteks heeliumis on kõik energia tasemed jagatud kaheks tasemeks: ortogliuse taseme süsteem, mis vastab elektronide keerutuste paralleelsele orientatsioonile ja paralleelse tsentraliseerimise vastase süsteemi süsteemi paralleelsele orientatsioonile. Heeliumi 1S2 normaalne konfiguratsioon Pauli põhimõtte tõttu on võimalik ainult paragelionile vastavate elektronide paralleelse orientatsiooniga.
Järeldus
Niisiis, Pauli keeldude põhimõte selgitab pikka aega, mida peetakse salapäraseks, perioodiliseks struktuuriks elementide, avatud D.I. Memedleev.
Bibliograafia
1. DEPLAF A.A., Yavorsky B.n. Füüsika kulg. - M., 1989.
2. Kompanac A.S. Mis on kvant mehaanik? - M., 1977.
3. Orira J. Popular füüsika. - M., 1964.
4. TROFIMOVA T.I. Füüsika kulg. - M., 1990.
Õpik on mõeldud kõrgharidusasutuste mittekeemiliste erialade õpilastele. See võib olla kasutusjuhend üksikisikutele, kes on õppinud keemia alused ja keemiliste tehniliste koolide ja keskkooli klasside õpilastele.
Legendaarne õpik tõlgitud paljudes Euroopa keeltesse, Aasiasse, Aafrikasse ja välja andnud kogu ringlusega üle 5 miljoni eksemplari.
Faili tegemisel saidi http://alnam.ru/book_chem.php
Raamat:
| <<< Назад
|
Edasi \u003e\u003e\u003e |
Et määrata elektroni seisundi palju elektroonilist aatomit, on formuleeritud V. Paulli oluline ( powli põhimõte), \\ T aatomil ei saa olla kahte elektroni, kus kõik neli kvantinumbrit oleksid samad. Sellest tuleneb, et iga aatomi orbitaal iseloomustab teatud väärtused N, L ja M saab hõivata mitte rohkem kui kaks elektroni, mille seljal on vastupidised märgid. Kaks sellist elektronid, mis asuvad samadel orbitaalidel ja millel on vastassuunalised seljaosad paarituderinevalt ühest (st paaritu) Electron, mis kasutab mis tahes orbitaal.
Kasutades Powli põhimõtet, arvutame, milline on maksimaalne elektronide arv aatomi erinevatel energiatasanditel ja üllatustel.
L \u003d 0, s.t. S-Sugro kohta on ka magnetkoguse arv null. Järelikult on ainult üks orbitaal S-Sugliner, mis on tavapärase määrata kujul raku ("Quantum Cell"):?.
Nagu eespool mainitud, ei tohi igale aatomi orbitaalile rohkem kui kaks elektroni, mille selja on vastupidiselt suunatud. Seda saab sümboolselt esineda järgmisele skeemile:
Niisiis on iga elektronkihi S-linti elektronide maksimaalne arv 2. L \u003d 1 (P-alaja) juba kolm erinevat magnetväärtuse väärtust (-1, 0, +1) on võimalik . Seega. P-SUDS-i puhul on kolm orbitaalset, millest igaüks saab hõivata mitte rohkem kui kaks elektroni. Kokku saab 6 elektrit mahutada
Sublayer D (L \u003d 2) koosneb viiest orbitaalsest, mis vastab viie erineva väärtuse m; Siin on elektronide maksimaalne arv 10:
Lõpuks 14 elektroni saab panna F-supel (L \u003d 3); Üldiselt maksimaalne elektronide arv sviidis koos orbiidi kvantnumbriga L 2 (2L + 1).
Esimene energiatase (K-kiht, n \u003d 1) sisaldab ainult S-subbayerit, teist energiataset (L-kiht, n \u003d 2) koosneb s-ja p-lintidest jne. Arvestades seda, teeme tabeli maksimaalse arvu elektronide paigutatud erinevate elektrooniliste kihtide (tabel 2).
Nagu on näidatud tabelis. 2 Andmeid, maksimaalne elektronide arv igas energiatasemel on 2N2, kus n on peamise kvantinumbri vastav väärtus. Seega võib K-kihis olla maksimaalselt 2 elektroni (2 · 1 2 \u003d 2), L-kihis - 8 elektronis (2 · 2 2 \u003d 8), M-kihis - 18 elektronid ( 2 · 3 2 \u003d 18) jne Pange tähele, et saadud arv langeb kokku perioodiliste perioodiliste perioodide elementide arvuga.
Elektroni kõige stabiilsem seisund aatomile vastab selle energia minimaalsele võimalikule väärtusele. Mis tahes muu tema seisund on erutatudEbastabiilne: sellest liigub elektron spontaanselt madalama energiaga riiki. Seetõttu on ootamata vesiniku aatomile (tuuma z \u003d 1) laeng on ainus elektron, mis on madalaima võimaliku energiaga, st 1s-suprol. Vesiniku aatomi elektroonilist struktuuri saab kava esitada
või kirjutage niimoodi: 1s 1 (üks es üks loetakse).
Tabel 2. Aatomienergia taseme ja Sublevlite elektronide maksimaalne arv
Heeliumi aatomil (z \u003d 2) on teine \u200b\u200belektrooniline ka 1-ndatel riikides. Selle elektroonilise struktuuri (1s 2 - lugeda "üks es kaks") on kujutatud skeemi:
See element lõpeb kernelile lähima K-kihi täitmine ja seega lõpule viidud elektronisüsteemi esimese perioodi konstruktsioon.
Järgmisse elemendi heeliumile - liitiumi (Z \u003d 3), kolmas elektron ei saa enam paikneda K-kihil orbitaalidel: see oleks vastuolus Pauli põhimõttega. Seetõttu hõivab see teise energia taseme S-osariigi (L-kiht, n \u003d 2). Selle elektrooniline struktuur salvestatakse valemiga 1s 2S 1, mis vastab skeemile:
Viimase skeemi kvantrakkude arv ja vastastikune paigutus näitab, et 1) liitiumaatomi elektronid asuvad kahel energiatasemel ja esimene koosneb ühest alandrist (1s) ja on täielikult täidetud; 2) teine \u200b\u200b- välise energia tase vastab kõrgemale energiale ja koosneb kahest publevlitest (2s ja 2p); 3) 2s-subbayer sisaldab ühte orbitaalset, millele ühe elektroni asub liitiumi aatomil; 4) 2p-pylon sisaldab kolme energiliselt samaväärset orbitaalset, mis vastab suuremale energiale kui energia vastab 2-ndale orbitaalsele energiale; Uuritavasse, 2P orbiidi liitiumaatomi jääb vabaks.
Tulevikus määrame elektrooniliste ahelate puhul ainult mitte-täielikult hõivatud energiatasemeid. Selle kohaselt väljendatakse teise perioodi järgmise osa aatomi elektroonilise kesta struktuuri - berülliumi (Z \u003d 4) -
või 1s 2 2s 2 valemiga. Seega, nagu esimesel perioodil, algab teise perioodi ehitamine elementidega, milles ilmuvad uue elektroonilise kihi S-elektronid. Välise elektroonilise kihi struktuuri sarnasuse tõttu ilmutavad sellised elemendid palju ühist ja keemiliste omaduste osas. Seetõttu on need üldisele perekonnale tavapärased s-elemendid.
Elektrooniline struktuur aatomi järgmine berüllium element - boor (Z \u003d 5) on kujutatud skeemi
ja neid saab väljendada 1s 2 2S 2 2 pp 1 valemiga 1.
Kerneli, teise üksuse eest tasu suurenemisega, st Süsinikule liikumisel (Z \u003d 6) suureneb elektronide arv 2P-pylonide abil 2: süsinikuaatomi elektroonilist struktuuri ekspresseeritakse 1s 2 2S 22 pp 2 valemiga. See valem võib siiski vastata kolmele skeemile:
Vastavalt skeemile (1), nii 2P elektronide süsinikuaatomi hõivavad sama orbitaal, st Nende magnetväljakunused on samad ja keerutuste juhised on vastupidine; Skeem (2) tähendab, et 2P elektronid hõivata erinevaid orbitaale (st neil on m erinevad väärtused m) ja neil on vastassuunalised seljad; Lõpuks skeemist (3) järeldub, et erinevad orbitaalid vastavad kahele 2P-elektroonile ja nende elektronide keerutab suunatud sama.
Analüüs aatomipektri süsiniku näitab, et see on viimane skeem kasutamata süsinikuaatomi, mis vastab suurima võimaliku väärtusega aatomi kokku spin (niinimetatud summade summa kõigi nende osa elektron aatom; süsinikuaatomi (1) ja (2) skeemide puhul on see kogus null ja skeemi jaoks (3) on võrdne ühega).
See protseduur elektronide paigutamise süsinikuaatomile kujutab endast eriti väljendatud üldiste mustrite juhtumit reegel: aatomi stabiilne seisund vastab sellisele elektronide jaotusele energia alalises servas, kus aatomi kokku absoluutväärtus on maksimaalne.
Pange tähele, et Hundi reegel ei keela alltoose teise elektronide jaotust. Ta väidab ainult seda jätkusuutlikku, st kasutamata riik, kus aatomil on madalaim võimalik energia; Mis tahes muu elektronide jaotus, aatomi energia on suurem, nii et see on sisse lülitatud erutatudebastabiilne.
Hundi reegli kasutamine on lihtne teha elemendi elemendi aatomi elektroonilise struktuuri aatomi ahela (Z \u003d 7)):
See skeem vastab valemile 1S 2 2S 2 2 pp 3.
Nüüd, kui iga 2R-orbarali okupeeritakse ühe elektroni poolt, algab elektronide paaripaigutus 2P orbitaalil. Hapniku aatom (z \u003d 8) vastab 1s 2 2S 2 2 pp 4 elektroonilise struktuuri valemiga ja järgmine skeem:
Fluoriaatom (Z \u003d 9) ilmub veel 2R-elektron. Selle elektroonilise struktuuri väljendatakse seetõttu, 1s 2 2S 2 2 pp 5 valemiga ja skeemi:
Lõpuks neoon aatomil (Z \u003d 10), täites 2p-suite lõpeb ja seeläbi välja teise energiataseme (L-kiht) ja ehitamise teise perioodi elementide süsteemi.
Seega algab boor (z \u003d 5) ja lõpeb Neon-ga (Z \u003d 10), täitke välimise elektronkihi p-sub-lineage; Teise perioodi selle osa elemendid puudutavad seetõttu P-elementide perekonda.
Naatriumi aatom (Z \u003d 11) ja magneesium (Z \u003d 12) on sarnane teise perioodi esimese elemendiga - liitium ja berüllium - sisaldavad ühte või kahe S elektroni välimiskihis. Nende struktuur vastab elektroonilistele valemitele 1S 2 2S 2 2 pp 6 3S 1 (naatrium) ja 1s 2 2S2 2 pp 63S 2 (magneesium) ja järgmised skeemid:
ja 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 Vormel 6.
Seega algab kolmas perioodil, nagu teine, algab kahest S-elemendist, millele järgneb kuus R-elementi. Järelikult sarnane on teise ja kolmanda perioodi vastavate elementide välimise elektroonilise kihi struktuur. Seega aatomite liitiumi ja naatriumi välimine elektronkiht on üks S-elektron, lämmastiku ja fosfori aatomid - kaks s- ja kolm p-elektronid jne. Teisisõnu, Kerneli eest tasu suurendamisega kordub perioodiliselt väliste elektrooniliste kihtide elektroonilise struktuuri. Allpool näeme, et see kehtib järgmiste perioodide elementide kohta. Seetõttu järeldub see perioodilise süsteemi elementide asukoht vastab nende aatomite elektroonilisele struktuurile. Kuid aatomite elektrooniline struktuur määrab nende tuumade tasu ja omakorda määrab elementide ja nende ühendite omadused. See on nende aatomite tuumade laengute osade omaduste perioodilise sõltuvuse olemus, väljendatuna perioodilise õigusega.
Jätkata aatomite elektroonilise struktuuri kaalumist. Me peatusime argooni aatomi juures, mis on täielikult täidetud 3S- ja 3R-imega, kuid kõik 3D-alampiirid orbitaalsed. Järgmised argoonielemendid - kaalium (z \u003d 19) ja kaltsium (Z \u003d 20) - kolmanda elektroonilise kihi täitmine peatatakse ajutiselt ja S-su-neljanda kiht hakkab moodustama: elektroonilise struktuuri Kaaliumi aatomi ekspresseeritakse 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 4S 1, kaltsiumi aatom - 1s 2 2S2 2p 6 3S 2 3P6 4S 2 ja järgmised skeemid:
Selle põhjuseks on elektrooniliste energiarajatiste täitmise järjestus on järgmine. Nagu on märgitud §-s 31, määratakse elektroni energia palju elektronide aatomi väärtustega mitte ainult peamise, vaid ka orbiidi kvantinumbri väärtustega. Samuti oli ka järjestus energia kostüümide asukoha, mis vastab elektroni energia suurenemisele. Sama järjestus on esitatud joonisel fig. 22.
Nagu näidatud joonisel fig. 22, 4S-i teravilja iseloomustab väiksem energia kui 3D-alandja, mis on seotud D-elektronide tugevama varjestusega võrreldes S-elektronidega. Selle kohaselt vastab kaaliumi ja kaltsiumi aatomite väliste elektronide paigutamine 4S-pylonides nende aatomite stabiilsemale olekule.
Aatomite elektrooniliste orbitaalide järjestus sõltuvalt peamiste ja orbitaalsete kvantnumbrite tähtsusest uuriti nõukogude teadlane V. M. Klechkovsky, mis leidis, et elektronide energia suureneb nende kahe kvantnumbrite summa suureneb, st. Väärtused (N + L). Vastavalt sellele sõnastati need järgmisse seisukohana (esimene Clakovski reegel): aatomi tuuma eest tasu suurenemisega pärineb elektrooniliste orbitaalide järjestikune täitmine pärit orbitaalidest, mille alumine väärtus on peamiste ja orbitaalsete kvantinumbrite (N + L) madalama väärtusega selle suure väärtusega orbitaalide suhtes..
Kaaliumi ja kaltsiumi aatomite elektrooniline struktuur vastab sellele reeglile. Tõepoolest, 3D orbitaalide puhul (n \u003d 3, l \u003d 2) on summa (N + L) 5 ja 4S orbitaalide jaoks (n \u003d 4, l \u003d 0) - võrdne 4. Seega peaks olema 4S-alandid Täidetakse varem kui 3D-alajaga, mis tegelikult toimub.
Niisiis, kaltsiumi aatom lõpetab ehitamise 4S-supremies. Järgmise elemendi sisselülitamisel tekib küsimus järgmisele elemendile (Z \u003d 21) - tekib küsimus: milline suitsetab sama kogusega (N + L) - 3D (n \u003d 3, L \u003d 2), 4p (n \u003d 4) , L \u003d 1) või 5S (n \u003d 5, l \u003d 0) - tuleb täita? Tuleb välja, et samade koguste summaga (n + 1) on elektronide energia suurem, seda suurem on suurem kui peamise kvantinumbri väärtus n. Seetõttu määratakse kindlaks sellistel juhtudel energiamaatriide elektronide täitmise järjekord teine Reegel Clekkovsky, Kusjuures samade väärtustega summa (N + L), tekib orbiidi täitmine järjestikku peamise kvantinumbri n väärtuse suurendamise suunas N.
Joonis fig. 22. Elektroonilise energiapaketi täitmise järjestus aatomis.
Vastavalt käesolevale reeglile, juhul (N + L) \u003d 5, 3D-alandaja (n \u003d 3) peab olema täidetud, seejärel allplayer 4p (n \u003d 4) ja lõpuks subbayer 5s (n \u003d 5) . Skandiumi aatomile peaks seetõttu 3D orbitaalide täitmine algama, seega vastab selle elektroonilise struktuuri valemiga 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P6 3D 1 4S 2 * ja skeem:
Täites 3D-Sublevels jätkub järgmiste skanda elementidega - Titanium, Vanadion jne. - ja täielikult lõpeb tsinkis (Z \u003d 30), mille aatomi struktuuri väljendatakse skeemiga
mis vastab 1s 2 2 3P 6 3P 6 3S 2 3P 6 34 4S 2 valemiga 2.
* Elektroonilise struktuuri valemites on tavaline kõigepealt selle väärtusega n-ga esmalt salvestada ja seejärel liikuda kõrgema väärtusega riikidele n. Seetõttu ei lange registreerimismenetlus alati energiapinna täitmise menetlusega. Seega on Scangeium Aatomi elektroonilise valemi rekordis 3D-alandja varem paigutatud varem kui 4-aastaste alaplaat, kuigi need subitsejad on täidetud vastupidises järjekorras.
Kümme D-elementi, alustades skandiumist ja lõpetades tsinki, kuuluvad üleminekuelementidele. Nende elementide elektrooniliste kestade ehitamise funktsioon võrreldes eelneva (S-ja P-elementidega) on see, et iga järgneva D-elemendi vahetamisel ilmub uus elektron välises (n \u003d 4), vaid sisse Teine väljaspool (n \u003d 3) elektrooniline kiht. Sellega seoses on oluline märkida, et elementide keemilised omadused määravad peamiselt nende aatomite välimise elektronkihi struktuur ja ainult vähemal määral sõltub eelneva (sisemise) elektrooniliste kihtide struktuurist. Kõigi üleminekuelementide aatomitel on välimine elektronkiht moodustatud kahe S elektroniga *; Seetõttu keemilisi omadusi D-elementide suurenemisega aatomite arvu muudetakse mitte nii terav kui omadused S ja P-elementide omadused. Kõik D-elemendid kuuluvad metallidesse, samas kui välise P-alandamise täitmine toob kaasa ülemineku metallist tüüpilisele mittemetallisse ja lõpuks üllase gaasi.
Pärast 3D-alandamise täitmist (n \u003d 3, l \u003d 2) elektronid vastavalt teisele reegel sekretärile, hõivab teravilja 4P (n \u003d 4, l \u003d 1), milles suuruse muutmiseks N-kihi konstruktsiooni . See protsess algab galliumi aatomi (Z \u003d 31) ja lõpeb Crypton Aatomil (Z \u003d 36), mille elektronstruktuuri väljendatakse 1s 2 2 2 pp 6 3S 2 34 4S 2 4P6 valemiga 2. Nagu eelmiste vääriliste gaaside aatomid - neoon ja argoon, iseloomustab Cryptoni aatomit NS-i 2NP6 kihi välist elektroni struktuuri, kus n on peamine kvantnumber (Neon - 2S 2 2 pp 6, argoon - 3S 2 3P 6 , Crypton - 4S 2 4p 6).
Alates Rubidiast, 5s-Sublevels täidetud; See vastab ka Clachkovski teisele reegel. Rubidium aatomi (Z \u003d 37), konstruktsioon ühe S-elektroni välimise elektroonilise kihi ilmub leelismetalli. Seega algab elementide süsteemi uue viienda perioodi ehitamine. Samal ajal, nagu neljanda perioodi ehitamisel, jääb see antisomiini elektroonilise kihi D-alajõuliseks täitmata. Tuletame meelde, et neljas elektroonilises kihis on juba F-subbliin, mille täidised viiendal perioodil ei toimu ka.
Strontsiumi aatomi juures (z \u003d 38) on 5s 5s hõivatud kahe elektroniga, mille järel 4D-täidis täidetakse, nii et järgnevad kümme elemente - ütriumi (Z \u003d 39) kuni kaadmiumile (Z \u003d 48) - kuuluvad mööduvad D-elemendid. Seejärel asuvad kuus P-elementi Indiast üllase gaasi Xenonile, mis lõpetab viienda perioodi. Seega on nende struktuuri neljas ja viies periood üsna sarnased.
* Seal on D-elemendid (näiteks kroom, molübdeen, elemendid vask alarühma), aatomite aatomite puhul on ainult üks S-elektron välise elektroonilise kihi. Nende kõrvalekallete põhjused "tavapärasest" elektrooniliste energiarajatiste täitmise järjekorras peetakse lõike lõpus.
Kuuendaks perioodil, nagu eelmised, algab kahe S-elemendist (tseesiumi ja baariumiga), mis lõpetavad orbitaalide täitmise summaga (n + 1), mis on võrdne 6-ga. Nüüd, vastavalt Clakovsky reeglitele; Sublayer 4F (n \u003d 4, tuleb täita. L \u003d 3) summaga (N + L), mis on võrdne 7B-ga ja peamise kvantinumbri väikseima võimaliku väärtusega. Tegelikult, lantaan (Z \u003d 57), mis asub kohe pärast baariumi, ei ole 4F, kuid 5D elektron, nii et selle elektrooniline struktuur vastab valemiga 1s 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 3D 10 4S 2 4p 6 4D 10 5S 2 5p 6 5D 1 6S 2. Samas on tseeriumide elemendi (Z \u003d 58) ehitamine tõesti hakanud ehitama 16F-alandamist, millele ainus 5D-elektron pikeneb lantaani aatomile; Selle kohaselt ekspresseeritakse tseeriumiaatomi elektroonilist struktuuri 1s 2 2 2 2 pp 6 3P 6 3P 6 3P 6 4D 10 4p 6 4p 6 4D 10 4F2 4p 6 4D 10 4F2 5S 2 5p 6 6S 2. Seega on lantaanis toimuv Clekkovski teise reegel reegel ajutine: alustades tseeriumid, täites pidevalt kõik orbitaalid 4F-subblevel. Neljandat perioodi selles osas asuvad neliteist lantaaniide kuuluvad F-elementidele ja sulgevad Lanthani omadused. Nende aatomite elektrooniliste kestade konstrueerimise omadus on see, et üleminekul järgmisele F-elemendile ei ole uus elektrooniline välises (n \u003d 6) ja mitte eelnevale (n \u003d 5), kuid veelgi sügavamalt Kolmas väljaspool elektroonilise kihi (n \u003d 4) asub.
Lantaaniaatomite puudumise tõttu on väliste ja teesklepeteeritud elektrooniliste kihtide struktuuris olulised erinevused, kõik lantanoidid näitavad keemiliste omaduste suurt sarnasust.
5D-suite täitmine, mis algas lantaanis, jätkatakse Hafnias (Z \u003d 72) ja lõpeb elavhõbedas (Z \u003d 80). Pärast seda, nagu eelmistel perioodidel, asub kuus P-elementi. Siin on 6P-alandamise ehitus: see algab Thalliumis (Z \u003d 81) ja lõpeb radooni üllas gaasis (Z \u003d 86), mis lõpetab kuuenda perioodi.
Seitsmes samas lõpetamata perioodi elementide süsteemi ehitatakse sarnaselt kuuendaga. Pärast kahte S-elementi (Prantsusmaa ja raadiumi) ja ühte D-elementi (toimivat), 14 F-elemendid asuvad siin, kelle omadused eksponeerivad aktiiniumi omaduste lähedust. Need elemendid, alustades tooriumi (Z \u003d 90) ja lõpetades elemendi 103, on tavaliselt kombineeritud aktiinoidide üldnimetuse all. Nende hulgas - Mendeli (Z \u003d 101), mis on kunstlikult saadud Ameerika füüsikud 1955. aastal ja nimetati D. I. Mendeleev. Otse aktiinoidide taga on Kurchatov (z \u003d 104) ja element 105. Mõlemad elemendid saadi kunstlikult teadlaste rühm, keda juhib akadeemik N. Flerov; Nad kuuluvad D-elementidele ja valmiste valmis osa selementide süsteemist.
Elektronide jaotus energia taset (kihid) kõigi tuntud keemiliste elementide aatomite abil on toodud raamatu alguses paigutatud elementide perioodilises süsteemis.
Joonisel fig. 23, graafiliselt väljendades Clachekovsky reegleid. Täitmine pärineb noolega määratud järjekorras väiksemate summade väärtustest (N + L). On lihtne märgata, et see järjestus langeb kokku joonisel fig 10 kujutatud aatomi orbitaalsete täitmise järjestusega. 22.
Joonis fig. 23. Aatomi elektronide energiapüüdete järjestuse skeem.
Joonis fig. 24. Sõltuvus energia 4F- ja 5D-elektronide eest Charge null Z.
Tuleb meeles pidada, et viimane kava (nii Clekkovski reeglid) ei kajasta teatud elementide elektroonilise struktuuri eraõigusi. Näiteks üleminekul nikli aatomi (z \u003d 28) vase aatomile (Z \u003d 29), arvu 3D elektronide suureneb mitte üks, kuid korraga kahel kulul "libisemise point" üks 4S-elektronide 3D-alandajani. Seega ekspresseeritakse vaseaatomi elektrooniline struktuur valemis 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3P6 3D10 4S 1. Sarnane "Spock" elektronide välisest S-D-Super eelmise kihi tekib aatomite analoogid vask - hõbe ja kulla. See nähtus on seotud suurenenud energia stabiilsuse elektrooniliste struktuuride, mis vastavad täielikult kaasatud energia subcoins (vt § 34). Electron üleminek vase aatom 4-ndate subbayer (ja sarnased üleminekud hõbedase ja kulla aatomite) viib moodustumise täielikult täidetud D-alandri ja seetõttu seetõttu selgub olema energiliselt kasulik.
Nagu näidatakse §-s 34, elektroonilised konfiguratsioonid, millel on täpselt pooleldi täidetud enesetapuga (näiteks konstruktsioonid, mis sisaldavad kolme p elektronid välimiskihis, viie d-elektronid igavesti kihis või F-elektronide võrgustik veel rohkem sügavalt asuv kiht). See selgitab ühe 4-ndate elektroomide "meeskonda" kroomi aatomil (Z \u003d 24) 3D-pistandamisel, mille tulemusena omandab kroomi aatom stabiilse elektroonilise struktuuri (1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 5 4s 1) täpselt poole täidetud 3D-alandajatega; Sarnane 5-ndate elektroomide periood 4D-pylonil esineb molübdeeni aatomil (Z \u003d 42).
Ülalmainitud rikkumised "normaalse" järjekorra täitmise energiariikide tanthanumi aatomid (välimus 5D- ja mitte 4F elektronide) ja tseerium (välimus kahe 4F-elektron korraga) ja sarnased funktsioonid Seitsmenda perioodi aatomite elektrooniliste struktuuride ehitamine selgitatakse järgmiselt. Kerneli laengu suurenemisega muutub tugevamaks elektrostaatiline atraktsioon elektronide südamikule, mis on selles energiasüsteemis, tugevamaks ja elektronide energia väheneb.
Samal ajal muudab elektronide energia, mis on erinevates klabledel, muudab ebavõrdse, kuna nende elektronide suhtes varjendatakse tuumade eest erineva kraadiga. Eelkõige väheneb 4F-elektronide energia, suurendades Truneli laengu dramaatilisemalt kui 5D-elektronide energiat (vt joonis 24). Seetõttu selgub, et lantanne (z \u003d 57) energia 5D elektronide on madalam ja tseerium (Z \u003d 58) on suurem kui energia 4F-elektronide. Selle kohaselt liigub elektron, mis oli Lantanis üle 5D-ga, liigub tseeriumini 4F-alandrisse.
| <<< Назад
|
Edasi \u003e\u003e\u003e |
Aatomites riikides
Kui identsed osakesed on sama kvantnumbritega, on nende lainefunktsioon sümmeetriline osakeste permutatsiooni suhtes. Sellest järeldub, et ühes süsteemis sisalduvad kaks identset fermioni ei saa olla samas riigis, sest Fermilate puhul peab laine funktsioon olema antisümmeetriline. Kokkuvõttes kogenud andmed, V. Pauli sõnastas põhimõte, mille kohaselt Fermion süsteemid leidub ainult tingimustes kirjeldatud antisümmeetriliste lainefunktsioonide (kvant-mehaaniline preparaat Pauli põhimõtet).
Sellest olukorrast on Pauli põhimõtte lihtsam sõnastamine, mis võeti kasutusele kvantteooriasse (1925) enne quantum mehaanika ehitamist: identsete fermilate süsteemis ei saa kõik kaks neist samaaegselt samadel tingimustel olla samadel tingimustel. Pange tähele, et ühe tüüpi bosonide arv samas olekus ei ole piiratud.
Tuletame meelde, et elektroni osariik aatomile määratakse üheselt nelja kvantnumbriga ühekordselt:
peamine N (n \u003d 1, 2, 3, ...),
obital l. (l. \u003d 0, 1, 2, ..., n-1),
magnetic M. L.(M. L. = - l., .... - 1, 0, +1, ..., + l.),
magnetiline spin (M S \u003d + 1/2, - 1/2).
Elektronide jaotus aatomile Ubeys Pauli põhimõtet, mida saab kasutada selle lihtsas preparaadis: samas aatomil ei saa olla rohkem kui ühte nelja kvantnumbritega sama komplektiga , L,m. L.ja m s, t. e.
kus z (n, L., M. L., m s) - elektronide arv kvantitaval olekus, mida on kirjeldatud nelja kvantnumbrite komplektiga: n , L,m. L., M s. Muide, Pauli põhimõte väidab, et kaks sama aatomiga seotud elektroni erinevad vähemalt ühe kvantnumbri väärtustest.
Vastavalt valemile (223,8), see n liidesed 2 erinevad riigid, mis erinevad väärtustest l. ja M. L.. Kvantinumber M. , võib võtta ainult kaks väärtust (± 1/2).
Seetõttu on selle peamise kvantnumbriga määratud suurte elektronide maksimaalne arv võrdne
Elektronide kombinatsioon mitme elektroonilise aatomiga, millel on sama peamine kvantinumber n , nimega elektrooniline kest. Igas kestades jaotatakse elektronid selle all vastavate allkorjaga l.. Kuna Bided Quantumi number võtab väärtusi 0 kuni N - 1, on alade arv võrdne nobolochka järjestuse arvuga. Subööri elektronide arv määratakse magnet- ja magnetväljakvantseerimisnumbritega: maksimaalne elektronide arv allveelaevade andmetega l. Võrdne 2 (2 l. + 1). Koorte nimetused, samuti elektronide jaotus kestade ja alampomeetri poolt on esitatud tabelis. 6.
Tabel 6.
Elementide perioodiline süsteem
Mendeliev
Powli põhimõte Aatomite täitmise süstemaatika aluseks olev Powli põhimõte aatomites võimaldab selgitada elementide perioodilist süsteemi D. I. Mendeleev (1869) - põhiseadusloodus, mis on kaasaegse keemia, aatomi- ja tuumafüüsika alus.
D. I. Mendeleev tutvustas Z keemilise elemendi järjestuse arvu kontseptsiooni, mis on võrdne tuuma prootonite arvuga ja seega aatomi elektronide elektronide koguarvuga. Keemiliste elementide asetamisega kui järk-järgult suureneb, sai see elementide keemiliste omaduste muutmisel sagedust. Sel ajal tuntud 64 keemilise elemendi puhul osutusid mõned tabelirakud tühjadeks, kuna neile vastavad elemendid (näiteks GA, SE, GE) ei olnud veel teada. D. I. Mendeleev, seetõttu ei paigutata mitte ainult tuntud elemente, vaid ennustasid ka uute, mitte avavate elementide ja nende põhiliste omaduste olemasolu. Lisaks õnnestus D. I. Mendeleev mõnda elementide aatomite kaalu selgitada. Näiteks aatomite kaalud ja u, arvutatakse põhjal Mendeleev tabeli, osutus õige ja varem saadud eksperimentaalselt eksliku.
Kuna keemilised ja mõned füüsikalised omadused elemente selgitatakse välise (valents) elektronide aatomite sageduse omaduste keemiliste elementide peaks olema seotud teatud perioodilisus elektronide asukohta aatomite. Seepärast eeldame tabeli selgitamiseks, et iga järgneva elemendi moodustub eelmisest lisamisest ühe prootoni kernelile ja vastavalt ühe elektroni lisamisele aatomi elektronile. Elektronide interaktsiooni hooletussejätmine, vajaduse korral asjakohased muudatusettepanekud. Kaaluge peamiselt riigi keemiliste elementide aatomeid.
Ainus vesinikuaatomi elektronide elektron on 1s olekus. , mida iseloomustavad kvantnumbrid n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0 ja m s \u003d ± 1/2 (selle tagaosa orientatsioon on meelevaldne). Mõlemad elektronide aatomid ei ole 1s , kuid paralleelse võrdlusandiga. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon ei ole kirjutatud 1-ni 2 (kaks 1s elektronid). Atom ei lõpe K-kesta täitmisega, mis vastab MendeleeV-elementide perioodilise süsteemi esimese perioodi lõpuleviimisele (tabel 7).
LI Aatomi kolmas elektronne elektron (Z \u003d 3), vastavalt Pauli põhimõtte kohaselt ei saa enam paikneda täielikult täidetud a-kestaga ja hõivab madalaima energiaga N \u003d 2 (L-kest), st 2S-osariik. Elektrooniline konfiguratsioon aatomi li: 1s 2-d. Li algab perioodilise elementide süsteemi teise perioodi. Neljas Electroni B (z \u003d 4) lõpeb allveelaeva täites 2s. Järgnevad kuus elementi (2 \u003d 5) kuni NE-le (Z \u003d 10) täites allveelaeva 2p (tabel 7). Perioodilise süsteemi II periood lõpeb neoon-inertgaasiga, mille jaoks allveelaev on täidetud 2Rzelikaga.
Üheteistkümnes elektron Na (z \u003d 11) asetatakse M-kestale (n \u003d 3), kusjuures madalaim seisund 3S. Elektroonilisel konfiguratsioonil on 1s 2 2S 2 2 pp 6 3s.cs-elektron (samuti Nagu 2S Elsctone Li) on valence elektron, seetõttu on NA optilised omadused sarnased LI omadustega. Mis Z \u003d 12 on järjekindel täites M-kest. AG (Z \u003d 18) osutub sarnaseks NE-dega: oma välimise kestaga täidetakse kõik S- ja P riigid. Ah on keemiliselt inertne ja lõpetab perioodilise süsteemi III perioodi.
Üheksateistkümnendal elektron K (z \u003d 19) oleks võtta ZD-seisund M-kesta. Siiski optilises ja keemilistes suhetes, aatom sarnaneb LI ja Na aatomitega, millel on S-olekus välise valentstoliit. Seetõttu peaks 19. Valence Electron K olema ka S-osariigis, kuid see võib olla uue kesta (N-kest) s-seisund, st N-kesta täitmine K käivitub tühja m -Shell. See tähendab, et elektronide interaktsiooni tulemusena on riik n \u200b\u200b\u003d 4, \\ t l.\u003d 0 ja vähem energiat kui riik n \u200b\u200b\u003d 3, l.\u003d Spektroskoopilised ja keemilised omadused CA (z \u003d 20) näitavad, et selle 20. elektron elektron on ka N-kesta 4-ndates olekus. Järgnevatel elementidel täidab M-kest (SC-st (Z \u003d 21) kuni ZN (Z \u003d 30)). Järgmine N-kest täidetakse kg (Z \u003d 36), mis jälle nagu NE ja AG puhul S - ja välimise kesta p-seisund on täis täielikult. Crypton lõpetab perioodilise süsteemi IV perioodi. Sarnaseid argumente kohaldatakse MendeleeV tabeli teiste elementide suhtes, kuid need andmed leiate viiteraamatutest. Me ainult tähele, et esialgsed elemendid järgnevate RB perioodide, CS, FR on leeliselised metallid ja nende viimane elektron on S-olekus. Lisaks aatomite inertsete gaaside (mitte, ne, kg, x, rn) hõivata spetsiaalne positsiooni tabelis - igas neist s- ja p-staatus välimine kest on täielikult täidetud ja järgmine perioodiline perioodilised perioodid on lõpetatud.
| PEAL | Z. | Element | K. | L. | M. | N. | Periood | Z. | Element | K. | L. | M. | N. | ||||||||||||
| 1s. | 2s. | 2p. | 3s. | 3p. | 3D | 4s. | 4p. | 4d. | 4f. | 1s. | 2s. | 2p. | 3s. | 3p. | 3D | 4s. | 4p. | 4d. | 4f. | ||||||
| H ta. | IV | K CA SC TI V CR MN FE CO NI | - - | ||||||||||||||||||||||
| III | Na vg al si p s cl ar | CU ZN GA GE AS SE BR KR |
Tabel 7.
Iga kahe elementide rühmad - lantaanid (lantaanist (Z \u003d 57) kuni lotection (Z \u003d 71)) ja aktiinide (Actinia (Z \u003d 89) kuni LaEURENCIA (Z \u003d 103)) - sa pead panema ühe Rakulaud, nii et nende rühmade keemilised omadused nende gruppide sees on väga lähedal. See on seletatav asjaoluga, et tanthanides, mis täites allveelaeva 4F, mis võivad sisaldada 14 elektroni, algab alles pärast allveelaeva 5s, 5p ja 6s on täielikult täidetud . Seetõttu selgub nende elementide puhul välimine P-kest (6s 2) samaks. Sarnaselt sama aktiidide jaoks on Q-kest (7s 2).
Seega on elementide keemiliste omaduste perioodilisus laiendatav väliste kestade struktuuri struktuuri keemiliste omaduste keemiliste omaduste keemiliste omaduste keemiliste omaduste keemiliste omaduste keemiliste omaduste keemiliste omadustega seotud elementide aatomites. Seega on inertsetel gaasidel samad välised kestad 8 elektroni (täidetud S- ja P-ga); leelismetallide välimise kesta (Li, Na, K, Rb, CS, FR) on ainult üks S-elektron; Leelismuldmetallide väliskestal (BE, MG, CA, SR, BA, RA) on kaks s elektronid; Haloidid (F, C1, VG, I, AT) on välised kestad, kus üks elektron puudub inertse gaasi kesta jne.
X-ray spektrid
Suur roll aatomi struktuuri väljalülitamisel, nimelt kestade elektronide jaotus kestade poolt, mängitakse 1995. aastal Saksa füüsiku V. röntgeni (1845-1923) poolt ja nimetatakse röntgeniks. Kõige tavalisem röntgenkiirguse allikas on röntgenkiirguse toru, milles elektronid kiirendavad elektrivälja poolt väga kiirendatud anode (raskmetallide metallide, näiteks W või PT) metallist sihtmärgiks, katsetades teravat pidurdamist. Samal ajal tekib röntgenkiirguse kiirgus, mis on elektromagnetlained lainepikkusega ligikaudu 10 12-10 -8 m lainepikkusega. Röntgenkiirguse kiirguse laine on tõendatud selle difraktsiooni eksperimendid, mida käsitletakse §-s 182.
Uuring spektri koostise röntgenkiirtekiirguse näitab, et selle spektri on keeruline struktuur (joon. 306) ja sõltub nii elektronide energia ja anoodi materjali. Spektri on tahke spektri kehtestamine, mis piirneb lühikeste lainepikkuste tõttu mõne piirmääraga lin, mida nimetatakse tahke spektri piiriks ja liini spektri piiriks - tahke spektri taustal esineva individuaalsete joonte komplekt.
Uuringud on näidanud, et tahke spektri olemus on anoodi materjalist täiesti sõltumatu, vaid määrab ainult elektronide pommilise anoodi energiaga. Üksikasjalik uuring selle kiirguse omaduste omaduste näitas, et see eraldub pommitamine anoodi elektronide tõttu nende pidurdamise tõttu suheldes sihtmärk aatomitega. Seetõttu nimetatakse tahket röntgenkiirte spektrit piduri spektri. See järeldus on kooskõlas kiirguse klassikalise teooriaga, kuna liikuvate tasude pidurdamise korral peaks kiirgus tahke spektriga tegelikult tekkima.
Klassikalisest teooriast ei järgi siiski kindla spektri lühilaine piiri olemasolu. Katsetest järeldub, et suurem elektronide kineetiline energia põhjustab röntgenkiirguse kiirguse pidurdamist, seda vähem L min. Selline asjaolu, samuti piiri olemasolu ise, on seletatav quantum teooria. On ilmselge, et kvantitaseme piiramine vastab sellele pidurdamise juhtumile, milles kõik kineetilise elektronide energia läheb kvantitatiivse energia energiasse, s.o.
kui u on potentsiaalne erinevus, mille kulul elektroni on teatatud energia E Max, V Max - sagedus vastab piiri tahke spektri. Seega piiri lainepikkus
mis täielikult vastab eksperimentaalsetele andmetele. X-ray tahke spektri piiri mõõtmine vastavalt valemile (229,1), saate määrata konstantse plaadi eksperimentaalse väärtuse h,mis kõige täpselt langeb kaasa kaasaegsete andmetega.
Piisavalt suure energiaga elektronide pommitamise anodeerimiseks tahke spektri taustal ilmuvad eraldi teravad jooned - anodematerjali poolt määratud jahtri spektri ja mida nimetatakse iseloomulikuks X-ray spektri (kiirgus).
Võrreldes optiliste spektritega on elementide iseloomulik X-ray spektrid täiesti sama tüüpi ja koosnevad mitmest episoodidest, tähistatud, L, M, N ja O . Iga seeria, omakorda sisaldab väikese komplekti üksikute read, mis tähistatakse kahanevas järjekorras lainepikkuste poolt indexide A, B, G ... (kuni A, B, G, .... L a, l b, l g ,. ..) ..) .. Kui liikudes valguse elemente raske, iseloomulik spektri struktuur ei muutu, ainult kogu spektri nihked suunas lühikesed lained. Nende spektrite eripära on see, et iga keemilise elemendi aatomid, olenemata sellest, kas need on vabas olekus või on keemilises ühendisse kaasatud, on neil teatud iseloomulik kiirgus selle elemendiga. Niisiis, kui anood koosneb mitmest elemendist, siis iseloomulik röntgenkiirtekiirgus on nende elementide spektrite määramine.
Omadusse X-ray spektrite struktuuri ja omaduste kaalumine põhjustab järeldusele, et nende esinemine on seotud selliste aatomite sisemistes ehitatud elektroonilistes kestel, millel on sarnane struktuur.
Me analüüsime X-ray seeria esinemise mehhanismi, mis on skemaatiliselt näidatud joonisel fig. 307.
Oletame, et välise elektroni või kõrge energiaga fotoni mõjul on üks kahest aatomi kahest elektroonist katki. Seejärel saab elektroni viia oma kohale, kus on rohkem eemaldatud kestadega L, M, N, .... Selliste üleminekute kaasneb X-ray Quanta emissioon ja K-seeria spektraalsete joonte esinemine: a (l ®K), kuni B (M® K), kuni G (N®K) jne. Pikem laine line K-seeria on rida a . Ridade liinide sagedused järjest suurenevad ®K B ®K g, kuna elektronide ülemineku ajal vabaneb energia K-kestale kaugemate kestadega suureneb. Vastupidi, ridade intensiivsus järjest kuni ®Kb ®K g väheneb, kuna elektronide tõenäosus üleminekud L-kesta K-kestast on suurem kui kaugemate kestadega M ja N. K- Joonistamine tingimata teiste seeriaga, kuna oma ridade reljeefne reljeef näib olevat vabad töökohad kestades L, m, ..., mis täidetakse kõrgematel tasanditel asuvate elektronidega.
Samamoodi on siiski teisi seeriat täheldatud ainult raskete elementide puhul. Peegeldatud iseloomulik kiirguse liinidel võib olla õhuke struktuur, kuna peamise kvantnumbriga määratud tasemed lõhustatakse vastavalt orbitaalsete ja magnetiliste kvantinumbrite väärtustele.
Elementide X-ray spektrite uurimine, Mosli inglise füüsik (1887-1915) 1913. aastal loodud suhe, mida nimetatakse Mosli seaduseks:
(229.2)
kui V on sagedus vastab sellele reale iseloomuliku röntgenkiirguse R-radkiirguse R-konstantse Retberg, S-konstantse varjestuse, M \u003d 1,2, 3, ... (määrab X-ray seeria), NIMS täisarvu väärtused Alates +1-st (määrab vastava seeria eraldi väärtuse rea). Moslos (229,2) seadus on sarnane Balmeri (209,3) üldise valemiga vesinikuaatomi jaoks.
Konstantse varjestuse tähendus on see, et elektron, mis teeb mõnele pinianile üleminekut, ei kehti Zeja laadige (Z-S) e , teiste elektronide varjestuse mõju. Näiteks A-S-s = 1 ja Moslose seadus salvestatakse vormis
Peamine kvantinumber, n -määrab elektronide energia ja elektrooniliste orbitaalide suuruse, saab diskreetseid väärtusi:
n. = 1, 2, 3, 4, 5, . . . . . , +∞.
Elektroni energia sõltub elektroni ja tuuma vahelisest kaugusest: elektron on lähemal, seda vähem energiat, mis on määratletud kui E. \u003d -13,6, EV, kus n. - peamine kvantinumber.
Aatomi elektronid võivad olla ainult määratletud kvantriigidmis vastavad spetsiifilineselle kommunikatsiooni energia väärtused kerneliga. Elektronide üleminek ühest kvantolekust teisele on ühendatud hüppamisega Energia muutus. Seetõttu energia tase ja energia suhtlemine peamise kvantnumbriga n. Kava saab esitada (joonis 2.1).
 |
Joonis fig. 2.1. Energiataseme diagramm ja energiaühendus
peamise kvantnumbriga
Sellel viisil, n. See iseloomustab ühele või muu energia tasemele kuuluva elektroni ja seega ka orbiidi suurust.
Orbital Quantum number, ℓ n(ℓ ) määrab orbitaalse (täpsemalt sümmeetria) kujul, iseloomustab elektronide liikumise pöörlevat osa. Erineva kujul elektronide pilvede põhjustab muutus elektroni energia ühe energia tasandil, see tähendab, jagamise see kalle.
Elektrooniline pilv on esindatud erinevalt, kuid sagedamini piirpind Mille jooksul enamik pilve asub (~ 95%).
Orbital kvantinumber võib varieeruda: ℓ N. = 0, 1, . . . , (n. – 1), Kus n. - peamine kvantinumber. Lisaks numbrilistele väärtustele on orbiidi kvantinumbri tähestikuline tähistamine võimalik: s, P, D, F . Kui sidute orbiidi kvantnumbri numbrilise väärtusega kirja ja ruumilise pildiga, esitatakse teave tabelina (tabel 2.2). Elektroonilise pilve sfäärilist vormi iseloomustab energia minimaalne väärtus ( ℓ N. \u003d 0) ja see pilv on märgitud kui s. -ORBITAL jne
Tabel 2.2.
Orbiidi kvantinumbri väärtused ja
ruumiline pilt orbitaal
| Pilt orbitaal |  |   | ||
| Väärtus ℓ N. | ||||
| Kirjas oletus | s. | p. | d. | f. |
Ilmselgelt sellega n. Orbital kvantinumber võtab mitmeid väärtusi, st Ühe energia taseme piires on võimalik erinevate orbitaalsete vormide olemasolu. Orbitaalse ja peamiste kvantinumbrite suhe on esitatud
 |
Energiadiagramm (joonis 2.2).
Joonis fig. 2.2.Energiadiagramm tasandite ja publelite multielektrooniliste aatomite (Orbital ja peamiste kvantnumbrite suhe)
Esimese energiataseme puhul on ainus väärtus võimalik. ℓ N. ja see on , s.o. Orbiidi vorm on sfääriline. Viidata elektroni riigile, mille jaoks n.\u003d 1 I. ℓ N. \u003d 0, kasutatud rekord 1 s. (Tabel 2.3).
Üleminekuga teisele energia tasemele ( n.=2), ℓ N. Võtab väärtused 0 ja 1, seetõttu võib oleku 2 olla võimalik. s. ja 2 p.; Me järeldame võimaluse olemasolu kahe tüüpi orbitaalide jne.
Tabel 2.3.
Orbitaalse ja peamiste kvantinumbrite väärtus ja suhe, Sublevlite määramine
| Tase nr | N. | Väärtus ℓ N. | Prantsuse nimetus |
| I. | n.=1 | 1 s. | |
| II. | n.=2 | 2 s. 2 p. | |
| III | n.=3 | 3 s. 3 p. 3 d. | |
| IV | n.=4 | 4 s. 4 p. 4 d. 4 f. |
Seega erinevad väärtused ℓ N. multielektroonilise aatomite puhul iseloomustavad nad iga energiataseme energiakohti ja energiat s. -, p. -, d. -, f. - Subleveli järjekindlalt suureneb.
Sublevlite kogus sellel tasemel vastab tasemele. Iga järgneva tase sisaldab igasuguseid kõrgeim pluss üks.
Magnetiline kvantinumber, m ℓ, iseloomustab elektrooniliste pilvede ruumilist orientatsiooni (määrab valitud suunas liikumise suuruse prognoosi väljaulatuva väärtuse).
Magnetiline kvantinumber m ℓ Antud tähenduse jaoks ℓ N. võtab väärtuste kogum – ℓ N., ... ,0, …, + ℓ N.. Need. Elektroonilise pilva spetsiifiline vorm on orbitaal, kosmoses orienteeritud rangelt teatud viisil.
Jaoks ℓ N. \u003d 0, orbiidi sfäärilise kujul ( s.- sorbitaal) ja ruumis saab orienteeritud ainus viis, seega magnetiline kvantinumber M ℓ võib võtta ainsa väärtuse võrdne 0-ga.
Dumbbelli elektroonilise pilve asukoht ( p-orbital) ruumis on võimalik kolmel viisil, mistõttu magnetiline kvantinumber m ℓ võib võtta kolm väärtust, mis on võrdsed -1; 0; +1.
Võttes sümbol orbitaal, suhe ℓ N. ja M ℓ võite näidata tabeli kujul. 2.4.
Tabel 2.4.
Orbitaalsete jaotus Sublevelsile
| ℓ N. | m ℓ | Orbitaalsete arv |
| 0 (s.) | 1 | |
| 1 (p.) | -1 0 +1 | 3 |
| 2 (d.) | -2 -1 0 +1 +2 |  5
|
| 3 (f.) | -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 | 7 |
Tabelist on selge s.-provinil on üks orbitaalne, p.-Proverid - kolm orbitaalset, d.-provin - viis orbitaalset, f.-provinil on seitse orbitaalset (joonis 2.3). Igale orbitaalsele iseloomustab teatud kombinatsioon kvantnumbritest. n, ℓ n ja m ℓ.
 |
Joonis fig. 2.3.. Multielektrooniliste aatomite taseme ja suitsetavate energiadiagramm (peamiste orbitaalsete ja magnetnumbrite suhe)
Spin Quantumi number, m s.Elektronil on oma magnetiline hetk selle selja tõttu. Prognoosimisel ruumis võib olla positiivne või negatiivne märk. Kui elektron on näidatud , väärtus pRL. =+½. Kui elektron on näidatud ↓ seejärel väärtuslik pRL. = – ½.
Seega kombinatsioon positsiooni elektroni aatom iseloomustab teatud väärtused kvantnumbreid. Nad määravad kerneli läheduses asuva ruumi spin, elektroni energia, ruumala ja ruumi, kus selle viibimine on tõenäoline.
Näiteks, Allpool näidatud elektronide iseloomustab järgmised kvantnumbrite komplekt: n. = 5; ℓ N. =3; m ℓ = -1; pRL. = – ½.
 |
Need. See elektron asub 5 energia taset, d. -Rovna. Elektroonil asub teine \u200b\u200borbitaal ja tähistatakse ↓.
Üleminek aatomi ühe kvantitaseme teise, korrigeerimine elektroonilise pilva tekib, mis tähendab, et väärtused kvantnumbrite muudetakse:
Aatomi elektronide seisund on vastutav powli põhimõte:aatomil ei saa olla ühtegi kaks elektroni, mis oleksid samad neli kvantnumbrit. Pauli põhimõte piirab peamise kvantinumbri teatud väärtust, millel on teatud väärtus n. : kui a n.\u003d 1, elektronide arv on 2; Kui a n.\u003d 2, elektronide arv 8 jne. Seetõttu võivad kaks elektroni korraldada ühe orbitaalsena, kui neil on vastupidine keerutus. Kaks samadel orbitaalidel asuvatel elektroonidel on kutsutud paaritud. Sparnoelectrons on elektronid, millel on vastupidine (paralleelsed vastased) seljatoad.
Energiapinge täitmisel täheldatakse seda hundi reegel: Selles Supro-s püüavad elektronid energiat sisaldada nii, et kogu spin oleks maksimaalne.
näiteksAtom 6 S valents elektronid on: 2 s. 2 2p. 2. Me määratleme, milline on elektronide asukoht p-slovers vastab jätkusuutlikule riigile. Selleks vastavalt reegel arvutage alltoodud elektronide asukoha jaoks kahe võimaluse absoluutne väärtus.
|
|
Juhtumi puhul aga | 1/2 - 1/2 | \u003d 0 I. b. |1/2 + 1/2| = 1.
Täieliku spin väärtuse maksimaalset väärtust iseloomustab riik B, see on see, mis vastab 6 C aatomi püsivale seisundile.
- Number: õppetund: kvantinumbrid. Powli põhimõte, Gundi reegel, Clakovski reeglid. Asulate väljakutsed (keemiliste elementide aatomite struktuuri määratlemine. Elektronide paigutamine energia taseme ja orbitaalsete, aatomite ja ioonide elektrooniliste konfiguratsioonide abil). Õppeõiguse eesmärk: moodustada õpilasi aatomi elektroonilise kesta struktuuris 1-3 perioodiliste perioodiliste perioodiliste perioodide keemiliste elementide näitel. Turvaline mõiste "perioodiline seadus" ja "perioodiline süsteem".
1. Powli põhimõte. Aatomil ei saa olla ühtegi elektroni, kus kõik kvantinumbrite väärtused (N, L, M, S) oleksid samad, st. Iga orbitaal võib sisaldada mitte rohkem kui kaks elektroni (vastupidine keerutab).
2. Clekkovski reegel (kõige vähem energia põhimõte). Maapealses riigis asub iga elektrooniline nii, et selle energia oleks minimaalne. Mida väiksem on summa (n + 1), mida väiksem on orbiidi energia. Antud väärtuse jaoks (N + L) on väikseim energia vähem n-ga orbitaal. Orbitaalsete energia suureneb seerias:
3. Hundi reegel. Põhimõtteliselt peab aatomil olema kõrgeim võimalik arv paaritute elektronide arv teatud üllatama.
Salvestamine, mis peegeldab elektronide jaotust energiataseme keemilise elemendi aatomi aatomis, nimetatakse selle aatomi elektrooniliseks konfiguratsiooniks. Põhimõtteliselt (kasutamata) aatomi seisund rahuldavad kõik elektronid minimaalse energia põhimõttele. See tähendab, et supertered on kõigepealt täis, mille jaoks:
1) peamine kvantinumber n on minimaalne;
2) taseme sees täidetakse kõigepealt S-, siis p- ja alles siis D-alajaga;
3) täitmine toimub nii, et (n + 1) oli minimaalne (Clakovski reegel);
4) ühes subbayeri elektronid on paigutatud nii, et nende täielik spin oleks maksimaalne, st. sisaldas suurimat hulkumata elektronide arvu (Hinda reegel).
5) Aatomite orbitaalide täitmisel toimub Pauli põhimõte. Selle tagajärjeks on see, et energiatase numbriga N kuulub mitte rohkem kui 2N 2 elektroni, mis asub N 2 ülikonnad.
Cesium (CS) on 6-perioodil, selle 55 elektronid (järjestuse number 55) jaotatakse 6 energiataseme ja rafineerimistehase kaudu. Lõikamine järjestus orbitaalsete elektronide täitmine
55 CS 1s 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 4p 6 4D 10 5S 2 5p 6 5D 10 6S 1
Põhimõte Pauli Reegel Gundi reeglid Clakovsky
Aine struktuuri põhialused
Peatükk 3. Mitme elektroonilised aatomid
Schrödingeri võrrandi täpset lahendust võib leida ainult harvadel juhtudel näiteks vesiniku aatomi ja hüpoteetiliste ühe elektronide ioonide puhul, näiteks ta +, li2 +, olla 3+. Järgneva vesinikuelemendi aatomiks on heelium - koosneb kernelist ja kahest elektroni, millest igaüks on meelitanud mõlemale südamikule ja see on tõrjutud teisest elektroonist. Sellisel juhul ei ole laine võrrandil täpne lahendus.
Seetõttu on erinevad ligikaudsed meetodid väga oluline. Kasutades selliseid meetodeid, oli võimalik luua elektrooniline struktuur aatomite kõik tuntud elemendid. Need arvutused näitavad, et orbitaalid multi-elektroom aatomite ei ole väga erinevad orbitaalse vesiniku aatomi (neid orbitaal nimetatakse vesinikutaoline). Peamine erinevus on mõnede orbitaalsete pressitud tuuma suurema tasu tõttu. Lisaks leidis multi-elektrooniliste aatomite jaoks, et igaühele energiatase (selle põhikvantnumbri väärtusega n.) jagamine kõikuma. Elektroni energia sõltub mitte ainult n., aga ka orbiidi kvantinumbri l.. See suureneb järjest s.-, p.-, d.-, f.-Vubitals (joonis fig 7).
Kõrge energia taseme puhul on Sublevel'i energia erinevused piisavalt suured, nii et üks tase võib näiteks tungida teisesse
6s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 6. Elektrite arv selle ala orbitaaljoonel on märgitud ülemises indeks kirja paremale, näiteks 3 d. 5 on 5 elektroni 3-ga d.-Rovna.
Lühidalt salvestus aatomi elektronide konfiguratsiooni asemel orbitaalsete, üllas gaasi sümbol koos sobiva elektroonilise valemiga mõnikord salvestatakse.
Näiteks elektrooniline valem kloori aatom 1 s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 5 või 3 s. 2 3p. Viis. Klambrid viidi läbi kemikaalide moodustamisega seotud valentsi elektronid.
Suurte perioodide jaoks (eriti kuues ja seitsmes) on aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide ehitamine keerulisem. Näiteks 4. f.-Electron ilmub lantanne aatomile, vaid järgmise tseeriumina aatomil. Järjestikune täitmine 4. f.-Produktsioon katkeb gadoliiniumi aatomi, kus on 5 d.-Elektroon.
Põhimõte Pauli Reegel Gundi reeglid Clakovsky
Eriti stabiilne ka täielikult täidetud d.-probel, seetõttu, vask, hõbedate ja kulla aatomite valentsi elektronide elektrooniline konfiguratsioon (IB-grupp) ( n.−1)d. 10 ns. 1 sobib madalama energiaga kui ( n.−1)d. 9 ns. 2 .
Kõik elemendid jagatakse nelja liiki.:
1. Aatomid s-elemendid Täidetakse välimise kihi NS-i S-kestad. Need on iga perioodi kaks esimest elementi.
2. Aatomid p-elemendid Elektronid täidetakse välise taseme NP P-kestaga. Nende hulka kuuluvad iga perioodi viimase 6 elemendid (välja arvatud esimene ja seitsmes).
3. U. d-elemendid Täidetakse teise taseme (N-1) d elektronide d-komplekt d. Need on plug-aastakümnete elemendid suurte perioodide vahel, mis asuvad S-ja P-elementide vahel.
4. U. f-elemendid Täidetakse elektronide f-subrinking kolmanda välise taseme (N-2) F. Need on lantanoidid ja aktiinoidid.
Muutused happeliste happeliste omaduste ühenduste ühenduste rühmade ja perioodiliste süsteemide perioodide järgi (Kosli skeem)
Et selgitada muutuste olemust happeliste happe-baasi omaduste ühendite ühendite Kombrelielementide (Saksamaa, 1923), ettepanek kasutada lihtne kava põhineb eeldusel, et on puhtalt ioon-ühendus molekulide ja coulombi koostoime esineb ioonide vahel. Kombreli skeem kirjeldab E-N ja E-O-H-ühenduste sisaldavate ühendite happepõhiseid omadusi, sõltuvalt tuuma laadimisest ja moodustamise raadiusest.
Kahe metallhüdroksiidi (LiOH ja KOH molekulide puhul) liitskeem on näidatud joonisel fig. 6.2. Nagu on näha esitatud skeemi, raadius Li ioon + on väiksem kui raadiuse ioon + ja see on grupp, grupp on tugevam liitiumi iooniga kui kaaliumi iooniga. Selle tulemusena on lihtsam lahuses ja kaaliumhüdroksiidi põhilised omadused väljendatakse tugevamat. Perioodiline elementide süsteem on perioodilise õiguse graafiline pilt ja kajastab elementide aatomite struktuuri
"Kvantinumbrid. Powli põhimõte, Gundi reegel, Clakovski reeglid. Arvelduste ülesanded (keemiliste elementide aatomite struktuuri määratlemine. Elektronide paigutamine energia taseme ja orbitaalsete aatomite ja ioonide elektrooniliste konfiguratsioonide abil). "
Kiirusta kuni 60% InfoK kursuste jaoks
Number:
Teema õppetund: Kvantinumbrid. Powli põhimõte, Gundi reegel, Clakovski reeglid. Arvelduste ülesanded ( keemiliste elementide aatomite struktuuri määramine. Elektronide paigutamine energia taset ja orbitaalid, aatomite elektroonilised konfiguratsioonid ja ioonid).
Õppeõiguse eesmärk: moodustada õpilasi aatomi elektroonilise kesta struktuuris 1-3 perioodiliste perioodiliste perioodiliste perioodide keemiliste elementide näitel. Turvaline mõiste "perioodiline seadus" ja "perioodiline süsteem".
Ülesanded õppetund: Et õppida, kuidas teha aatomite elektroonilisi valemeid, määrata elemendid nende elektrooniliste valemite määramiseks aatomi koostise määramiseks.
Varustus: Keemiliste elementide perioodiline süsteem D.I. Mendeleev, Cool pardal, multimeedia projektor, personaalarvuti, paigutus ja esitlus "Elektrooniliste valemite koostamine aatomite struktuuri jaoks."
Õppeliigi tüüp: kombineeritud
Meetodid: Sensuaalne, visuaalne.
I. Organisatsiooni hetk.
Tervitus. Kadunud märk. Aktiveerimine klassi assimilatsiooni uue teema.
Õpetaja tervitab ja registreerib õppetunni teema juhatusel "Atom-elektrooniliste kestade struktuur".
II. Uue materjali selgitus
Õpetaja: Aatomite elektrooniliste kestade struktuuril on keemia jaoks oluline roll, kuna see on elektronid, mis määravad ainete keemilised omadused. Elektroni liikumise kõige olulisem omadus teatud orbitaal on selle ühenduse energia energia. Aatomi elektronid erinevad teatud energias ja eksperimendid näitavad, et mõned on tugevamad kernelile on tugevamad, teised on nõrgemad. Seda seletab kerneli elektronide kaugus. Mida lähemal elektronid kernelile, seda suurem on nende ühendamine südamikuga, kuid vähem energiavarustusega. Kuna aatom eemaldatakse tuumast, väheneb elektronide atraktiivsuse võimsus kernelile ja energiavarustuse suurenemine suureneb. Nii vorm elektroonilised kihid elektroonilisel kestaatomil. Elektronid, millel on tihedad energiaväärtused moodustavad ühe elektroonilise kihi või energia taset . Aatomi elektronide energia ja energia tase määratakse peamise kvantnumbriga n. Ja võtab täisarvu väärtused 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7. Mida suurem on väärtus N, seda suurem on aatomi elektroni energia. Maksimaalne elektronide arv, mis võib olla Thomes või erineva energiatasemega, määratakse valemiga:
Kus N. - elektronide maksimaalne arv tasandil;
n. - Energiataseme number.
Tehti kindlaks, et esimesel kestal ei ole enam kui kaks elektroni, teisel kohal - mitte rohkem kui kaheksa - mitte rohkem kui 18 neljandal - mitte rohkem kui 32. täites kaugemate kestade täitmine ei pea. On teada, et välise energia tasemel ei pruugi olla rohkem kui kaheksa elektroni, seda nimetatakse täidetud . Elektroonilised kihid, mis ei sisalda maksimaalset elektroni arvu lõpetamata .
Aatomi elektroonilise kesta välise energiataseme elektronide arv on võrdne peamiste alarühmade keemiliste elementide rühma arvuga.
Nagu varem öeldud, liigub elektron mitte orbiidil, vaid orbitaalide kohaselt ja tal ei ole trajektoorit.
Ruumi ümber kerneli, kus kõige tõenäolisemalt leida elektroni nimetatakse selle elektroni orbitaalseks või elektroonilise pilve jaoks.
Põhimõte Pauli Reegel Gundi reeglid Clakovsky
Pilet number 2. Aatomi elektrooniline struktuur, kvantinumbrid, orbitaalliigid. Energiatasemete ja -sulade täitmise kord (minimaalne energia, Pauli põhimõte, Hundi reegel, Clakovski reegel, degenereerunud orbitaal). Elementide elektroonilised valemid. Energiarakkude kujul. Aatomi peamiste ja põnevate riikide elemendi hindamine.
Atom on kemikaali elemendi väikseim osakese, selle omaduste kandja. See on kõige lihtsam elektriline keemiline mikrosüsteem, mille suhtes kohaldatakse kvantmehaanika.
Aatomi elektronide puhul on duaalsuse põhimõte tõene: elektron on nii väikese massi ja elektromagnetlaine materjali osakesena.
Geisenbergi ebakindlus Põhimõte: igal konkreetsel ajahetkel on võimatu määrata elektronide asukoha (x, y, z) koordinaatide (või impulss) asukohta sama täpsusega.
Liikumine elektrohi aatori võib esindada elektroonilise pilv.
Elektroonilise pilve piirkond, milles elektroonil on rohkem kui 95% ajast, ilmneb elektroonilise orbitaalse (E.O.). Suurem suurus orbitaal iseloomustab kõrge elektronide energiat. Orbitaalsuurused orbitaalid moodustavad energiatasemeid, mis koosnevad üllatamast.
Electroni osariigi kirjeldamiseks aatomile kasutatakse 4 kvantnumbrit (N, L, M, S). Esimesed kolm vastavad kolmemõõtmelises ruumis elektroni vabaduse kolme kraadi ja neljas vastab elektroni pöörlemise tõenäosusele kujuteldava oma telje ümber. Kvantinumbrid:
- "N" - peamine kvantinumber. See iseloomustab elektroni energia taset aatomi väljale (keskmiselt kerneli kaugusel). Side energia matemaatiline sõltuvus tuumaga: E A \u003d -13.6 / N 2 EV, n \u003d 1,2, ... reaalsetele elementidele n \u003d 1, ..., 7. n \u003d perioodi number.
- "L" on orbiidik kvantinumber. See iseloomustab klableveli tüüpi (elektroonilise pilve vorm). L \u003d 0,1,2, ..., (n-1). Tähistatakse tähtedega. Sel juhul vastab L \u003d 0 S, 1-P, 2-D, 3-F, 4-Q, 5-H.
- "M" - Magnetiline kvantinumber. Iseloomustab ruumilist asukohta orbitaal. M \u003d ± 0, ± 1, ± 2, ..., ± l. Summa Orbitals Supro: E \u003d 2L + 1.
- "S" - Spin Quantum number. See iseloomustab tõenäosust elektronide pöörlemise ümber oma telje kahes vastupidises suunas. S \u003d ± 1/2. "+" - päripäeva, "-" - vastupäeva. Rotatsiooni aruanded elektronide oma magnetilise hetkel, mida nimetatakse elektronideks.
Pauli põhimõte (keeld): rohkem kui ühe elektroni aatomid ei saa olla kaks elektroni samaväärtustega kõigi nelja kvantnumbritega. Või nii: samal orbitaalsel võib olla ainult kaks elektroni ja vastupidise keerutusega.
Minimaalse energia põhimõte: aatomi elektronide järjestikune täitmine peab vastama nii elektronide madalale energiale ja aatomi minimaalsele energiale üldiselt. Või nii: minimaalne energia vastab maksimaalsele stabiilsusele. Filetsioon läheb vastavalt energia võrrandile Orbital: Nsrikly Clekkovsky: Esiteks täidetakse need subscoins välja, summa N + L, mis on väikseim. Kui kahe supertooni puhul on summa n + l võrdne, siis väiksema N-n kuuluja on kõigepealt täis.
Hinda reegel: Põhimõtteliselt (kasutamata) Aatomi seisund ALBAYERS NP, ND ja NF on alati maksimaalne arv paarideta elektronide (maksimaalne paaridevaheline spin).
P, D ja F Suite koosneb mitmest orbitaalsest, mille energia on sama, mistõttu nimetatakse neid suitseid "degenereerunud": p subbayer degenereerunud kolm korda, d viis korda ja seitsmekümnendatel. Nende suitsetavate elektronide puhul täheldatakse Hinda reegel.
Valence on võime moodustada keemilisi ühendusi.
Peamine riik on minimaalse energiaga riik, st elektronid on kernelile lähemal.
Põnev seisund on riik, kus aatomi elektronide kogu või osa on särav ja on suurema energiaga supertsit, mis on kernelil.
Maksimaalne valents on täheldatud põnevil olekus ja reeglina langeb kokku selle rühma arvuga, kus element asub.
