Pauli kémia elvét. Quantum számok. Pauli elv. Szabálya. I. Szervezeti pillanat

Bevezetés

1925-ben Pauli kvantumot hozott létre - mechanikai elv (Pauli tilalom elve).

Bármely atomban nem lehet két elektron ugyanazon állóállapotú állapotban, amelyet négy kvantumszám: N, M, MS.

Például az energiaszinten nem lehet több, mint két elektron, hanem a pörgetések ellentétes irányával.

Pauli elve elméletileg indokolta a Mendeleev elemek időszakos rendszerét, kvantum statisztikusok, a szilárd testek modern elméletét stb.

Powli elv

Az egyes elektronok állapotát az atomban négy kvantumszám jellemzi:

1. Az N fő kvantumszám (n \u003d 1, 2 ...).

2. Orbital (azimuthal) kvantumszám l (l \u003d 0, 1, 2, ... n-1).

3. M mágneses kvantumszám M (M \u003d 0, +/-, +/- 2, + / -... +/- L).

4. Spin Quantum Number MS (MS \u003d +/- 1/2).

Az N fő kvantumszámának egy fix értékére 2 N2 különböző kvantum elektron állapot van.

A kvantummechanika egyik törvénye, powli elv, követelések:

Ugyanabban az atom alatt nem lehet két elektron ugyanazon kvantumszámmal (azaz nem lehet két elektron ugyanazon állapotban).

A Pauli elve magyarázatot ad az atom tulajdonságainak időszakos ismételhetőségéről, azaz Mendeleev elemek periodikus rendszere.

Időszakos elemek D. I. Mendeleev

1869-ben Mendeleev egy időszakos törvényt nyitott az elemek kémiai és fizikai tulajdonságainak megváltoztatására. Bevezette az elem megrendelési számának fogalmát, és teljes frekvenciát kapott az elemek kémiai tulajdonságainak megváltoztatásában.

Ebben az esetben az időszakos rendszer sejtjeinek egy része üres maradt, mert A megfelelő elemek ebben az időben ismeretlenek voltak. 1998-ban a 114. elem izotópját Oroszországban szintetizálták.

Mendeleev számos új elemet (Scandium, Németország stb.) Javított, és leírta kémiai tulajdonságaikat. Később ezek az elemek nyitva voltak, amelyek teljes mértékben megerősítették elméletének igazságát. Lehetséges volt tisztázni az atomtömegek értékeit és az elemek bizonyos tulajdonságait.

Az atomok kémiai tulajdonságait és számos fizikai tulajdonságait a külső (valence) elektronok viselkedése magyarázza.

Az Atom (molekula) elektronban lévő kvantumállapotokat 4 kvantumszám: a fő (n), az orbitális (L), a mágneses (M) és a mágneses spin (MS) jellemzi. Mindegyikük jellemzi a kvantálás: energiák (n), impulzus pillanatát (L), az impulzus pillanatának előrejelzései a külső mágneses mező (M) irányába (M) és a hátsó vetület (MS).

Az elmélet szerint a Z kémiai elem sorszáma megegyezik az atomok összes elektronjának számával.

Ha Z jelentése az elektronok száma egy atom található egy állam, amely be van állítva egy sor 4 kvantumszámok N, L, M, MS, akkor Z (N, L, m, ms) \u003d 0 vagy 1.

Ha Z jelentése az elektronok száma az atom található állapotok által meghatározott sor 3 kvantumszámok n, L, M, akkor Z (N, L, m) \u003d 2. Az ilyen elektronokat a pörgetések tájolása jellemzi.

Ha Z az Atom elektronjai száma az N, L, majd Z (N, L) \u003d 2 (2L + 1).

Ha Z jelentése az atomban lévő elektronok száma, amelyek az N-ben az N fő kvantumszám értékével vannak meghatározva, majd Z (n) \u003d 2n2.

Az olyan elektronokban lévő elektronok, amelyek az N-es fő kvantumszám azonos értékét tartalmazó államok készletét tartalmazzák az elektronikus réteget: n \u003d 1-re a rétegre; n \u003d 2 l-rétegben; n \u003d 3 m-ben; n \u003d 4 n - rétegen; n \u003d 5 o - rétegben stb.

Az atom minden elektronikus rétegében minden elektronot a kagylókon keresztül osztunk el. A héj megfelel az orbitális kvantum számának bizonyos értékének (1. táblázat és 1. ábra).

n.	Elektronikus réteg	Elektronok száma a héjakban	Az elektronok teljes száma
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

Az adott L-nél az M mágneses kvantumszám 2L + 1 értéket és MS-két értéket fogad el. Ezért a lehetséges állapotok száma az elektronikus héjban egy adott L-vel 2 (2l + 1). Tehát a Shell L \u003d 0 (S - A héj) két elektrondal van kitöltve; Shell L \u003d 1 (P - Shell) - Hat elektron; Shell L \u003d 2 (D - Shell) - tíz elektron; Shell L \u003d 3 (F - Shell) - tizennégy elektron.

A Mendeleev elemek periódusos rendszerében az elektronrétegek és héjak kitöltésének sorrendjét a kvantummechanika magyarázza, és 4 pozíción alapul:

1. A kémiai elem atomjában lévő elektronok teljes száma megegyezik a Z. Z.

2. Az atom állapotát az atomban 4 kvantumszámot határoz meg: N, L, M, MS.

3. Az elektronok eloszlását egy atom energia államoknak meg kell felelniük a minimális energiát.

4. Feltöltés elektronok energia állam az atom kell történnie elvével összhangban a Pauli.

Ha a nagy Z-vel rendelkező atomokat figyelembe véve a rendszermag töltésének növekedése miatt az elektronréteget a rendszermaghoz húzza, és elkezdi kitölteni a réteget N \u003d 2, stb. Az adott n-nél az S-elektrontok (L \u003d 0) állapotát kitöltjük, majd p-elektronokat (L \u003d 1), D-elektronokat (L \u003d 2) stb. Ez az elemek kémiai és fizikai tulajdonságainak gyakoriságához vezet. Az első időszak elemeihez az 1S héj először befejeződött; A második és harmadik periódusok - 2S, 2P és 3S és 3R kagyló elektronjai számára.

Azonban a negyedik periódusból (kálium eleme, Z \u003d 19), a burkolatok kitöltésének sorrendje zavart az energiájú elektronok versenyének köszönhetően. Megbízható elektronok nagy N-vel, de kisebb L (például 4S-elektronok erősebbek, mint a 3D) erősebbek lehetnek (energetikusan jövedelmezőbb).

Az elektronok eloszlása \u200b\u200ba kagylók atomjában meghatározza elektronikus konfigurációját. Az atom elektronikus konfigurációjának jelzésére számos szimbólumba írnak az NL kagylók elektronikus állapotának kitöltésére, közel a kernelhez. A jobb oldali index a héjban lévő elektronok száma, amelyek ezen állapotokban vannak. Például a 23111NA nátrium-atomon, ahol z \u003d 11 jelentése a Mendeleev táblázat elemének sorszáma; az atomok elektronjai száma; a kernelben lévő protonok száma; A \u003d 23 tömegszám (a protonok és a neutronok száma a rendszermagban). Az elektronikus konfiguráció: 1S2 2S2 2P6 3S1, azaz. a rétegben n \u003d 1 és l \u003d 0 - két S-elektron; a rétegben n \u003d 2 és l \u003d 0 - két elektron; a rétegben n \u003d 2 és l \u003d 1 - hat p-elektron; A rétegben n \u003d 3 és l \u003d 0 - egy S-Electron.

Az összes elektron legmagasabb elektronikus konfigurációjának megfelelő atomi elektronikus konfigurációval együtt egy izgatott elektronikus konfiguráció akkor következik be, amikor egy vagy több elektron izgatott.

Például, a hélium, minden szinten az energia vannak osztva két szintjét szint: a rendszer szintjeinek orthoglius, megfelelő párhuzamos tájolását a spinek elektronok, és a rendszer a paraghelium megfelelő szinteket az anti-parallel centrifugálás orientáció. A Pauli elve miatt a hélium 1S2 normál konfigurációja csak a paragének megfelelő elektronok párhuzamos orientációjával lehetséges.

Következtetés

Tehát a Pauli tilalom elve sokáig elmagyarázza az elemek titokzatos, időszakos szerkezetét, nyitott D.I. medeleev.

Bibliográfia

1. A.A., Yavorsky B.N. Fizika folyamata. - M., 1989.

2. Kompanac A.S. Mi a kvantumszerelő? - M., 1977.

3. Oriai J. Népszerű fizika. - M., 1964.

4. TROFIMOVA T.I. Fizika folyamata. - M., 1990.

A tankönyv a felsőoktatási intézmények nem kémiai specialitásainak hallgatói számára készült. Kézikönyvként szolgálhat olyan magánszemélyek számára, akik tanulmányozták a kémia alapjait, valamint a kémiai műszaki iskolák és a középiskolai osztályok diákjait.

A legendás tankönyv számos nyelve Európa, Ázsia, Afrika, és kiadta a teljes forgalom 5 millió példányban.

A fájl létrehozásakor a http://alnam.ru/book_chem.php webhely

Könyv:

<<< Назад

Tovább \u003e\u003e\u003e

Az elektron állapotának meghatározása sok elektronikus atomban fontos (Formulázott V. Pauli) fontos ( powli elv), Hogy az atomban nincs két elektron, amelyben mind a négy kvantum szám ugyanaz lenne. Ebből következik, hogy az N, L és M egyes értékei által jellemzett minden atomi orbital nem több, mint két elektron is elfoglalhat, akiknek hátlapja ellentétes jelekkel rendelkezik. Az azonos pályákon található ilyen elektronok és az ellentétes irányú háttámlák birtoklása párosított, ellentétben az egyetlenvel (azaz párosítatlan) Elektron, amely bármilyen orbitális.

A Powli elv használatával kiszámítjuk, hogy az elektronok maximális száma az atom különböző energiaszintjén és szubszivelyeken helyezhető el.

L \u003d 0, vagyis. Az S-SUGRO-on a mágneses kvantumszám is nulla. Következésképpen csak egy orbitális az S-SULLINER-en, amely szokásos módon jelöli a sejt formájában ("kvantumcellás") :?.

Amint fentebb említettük, legfeljebb két elektron van elhelyezve minden atomi orbitállal, amelynek háttámlája ellentétesen irányul. Ez szimbolikusan jelen lehet a következő rendszerre:

Tehát az egyes elektronréteg S-LINT-jára szolgáló elektronok maximális száma 2. az L \u003d 1 (p-sublayer) a mágneses kvantumszám (-1, 0, +1) három különböző értéke lehetséges . Ennélfogva. A P-Sudds-on három pályás van, amelyek mindegyike legfeljebb két elektron is elfoglalhat. Összesen 6 elektron található

A dblayer d (l \u003d 2) öt orbitálisból áll, amelyek öt különböző értéknek felelnek meg; Itt az elektronok maximális száma 10:

Végül 14 elektron elhelyezhető az F-SUPEL (L \u003d 3); Általánosságban elmondható, hogy az elektronok maximális száma egy lakosztályban, amely egy orbitális kvantumszámmal van ellátva 2 (2l + 1).

Az első energiaszint (K-réteg, N \u003d 1) csak S-SuLayer-t tartalmaz, a második energiaszint (L-réteg, N \u003d 2) S- és P-LINTS, stb. Figyelembe véve ezt, akkor a különböző elektronikus rétegekben elhelyezett elektronok maximális számának táblázatot fogunk készíteni (2. táblázat).

Amint az a táblázatban látható. 2 Adat, az egyes energiaszintű elektronok maximális száma 2 N 2, ahol N a fő kvantumszám megfelelő értéke. Tehát a K-rétegben legfeljebb 2 elektron (2 · 1 2 \u003d 2) lehet, az L-rétegben - 8 elektronokban (2 · 2 2 \u003d 8), az M-rétegben - 18 elektronokban ( 2 · 3 2 \u003d 18) stb. Ne feledje, hogy a kapott számok egybeesnek az időszakos időszakos időszakokban lévő elemek számával.

Az atomban az elektron legstabilabb állapota megfelel az energia minimális értékének. Bármely más állapota izgatottInstabil: Ehhez az elektron spontán módon mozog az alacsonyabb energiával rendelkező állapotba. Ezért, egy gerjesztett atomot hidrogén (a töltés az atommag Z \u003d 1) az egyetlen elektron az a lehetséges legalacsonyabb energia állapotok, azaz Az 1s-supro. A hidrogénatom elektronikus szerkezetét a rendszer nyújthatja be

vagy írjon így: 1S 1 (egy es egy olvasható).

2. táblázat: Az atomenergiák és a szivárványok maximális számának maximális száma

A hélium atomjában (z \u003d 2), a második elektron is 1S állapotban van. Elektronikus szerkezetét (1S 2 - Olvassa el az "One Es-t két") a rendszer ábrázolja:

Ez az elem véget ér a kernelhez legközelebb eső K-réteg kitöltése, így az elektrondrendszer első időszakának megépítése befejeződik.

A következő hélium az elem - lítium (z \u003d 3), a harmadik elektron már nem lehet található a K-réteg pályák: ez pedig ellentmond az elvét Pauli. Ezért elfoglalja a második energia szint S-állapotát (L-réteg, N \u003d 2). Elektronikus szerkezetét az 1S 2 2S 1 képlet rögzíti, amely megfelel a rendszernek:

Az utolsó sémában szereplő kvantumcellák száma és kölcsönös elrendezése azt mutatja, hogy a lítiumatomban lévő elektronok két energiaszinten helyezkednek el, és az első, amely egy subleyer (1s), és teljesen kitöltötte; 2) a második - a külső energia szint egy magasabb energiának felel meg, és két Sublevel (2S és 2P) áll; 3) 2S-sublayer tartalmaz egy orbitalt, amelyen egy elektron a lítiumatomban található; 4) 2-p-pilon tartalmazza a három energetikailag egyenértékű orbitális, amely megfelel a magasabb energia, mint az energia megfelelő 2S orbitális; A kiemelt, 2p orbitális lítiumatom marad.

A jövőben az elektronikus áramkörökön csak a nem teljesen elfoglalt energiaszinteket határozzuk meg. Ennek megfelelően a második periódus következő elemének (Z \u003d 4) következő elemének elektronikus héjának szerkezete - a rendszer által kifejezve

vagy 1S 2 2S 2 képlet. Így, mint az első időszakban, a második periódus megépítése olyan elemekkel kezdődik, amelyekben az új elektronikus rétegek S-elektronjai először jelennek meg. A külső elektronikus réteg szerkezetének hasonlósága miatt az ilyen elemek sok közös és kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek. Ezért az általános családnak szokásosak s-elemek.

A következő berillium-elem - bór (z \u003d 5) atom elektronikus szerkezetét a séma ábrázolja

és 1S 2 2S 2 2P 1 Formula 1-vel fejezhető ki.

A kernel, egy másik egység, azaz egy másik egység növekedésével Ha szénre (Z \u003d 6) mozog (Z \u003d 6), az elektronok száma 2P-pilonokkal 2-re emelkedik: a szénatom elektronikus szerkezetét 1S 2 2S 2 2P 2 képletével expresszáljuk. Ez a képlet azonban megfelelhet a három rendszer bármelyikének:

A rendszer (1) szerint mindkét 2P elektronot a szénatomban ugyanazt az orbitalt foglalja el, vagyis Mágneses kvantumszámuk ugyanaz, és a pörgetések irányai ellentétesek; A rendszer (2) azt jelenti, hogy a 2P elektronok különböző orbitálokat foglalnak el (azaz különböző értékei m) és ellentétesen irányított hátra; Végül, a sémából (3) Ebből következik, hogy a különböző orbitálok megfelelnek a két 2P elektronnak, és ezeknek az elektronoknak a pörgetései ugyanazok irányulnak.

Az elemzés az atomi spektrum szén azt mutatja, hogy ez az utolsó rendszer egy gerjesztett szénatom, amely megfelel a lehető legnagyobb értéket a teljes spin atom (az úgynevezett összege a spinek mindazon része a Elektronatom; a szénatom (1) és (2) sémák esetében ez az összeg nulla, és a (3) séma (3) egyenlő.

Ez az eljárás az elektronok szénatomba történő elhelyezésére szolgáló eljárás az általános minták különleges esetét jelenti megszabadul: az atom stabil állapota megfelel az elektronok ilyen eloszlásának az energiaellátóban, amelyben az atom teljes spin abszolút értéke maximum.

Ne feledje, hogy a HUND szabály nem tiltja meg az elektronok egy másik eloszlását a szubprodukción belül. Ez csak azt állítja, hogy fenntartható, vagyis kivágatlan olyan állapot, amelyben az atom a lehető legalacsonyabb energiával rendelkezik; Az elektronok bármely más eloszlásával az atom energiája nagyobb lesz, így az izgatottinstabil.

A HUND szabály használatával könnyen el lehet készíteni egy elektronikus szerkezetű áramkörét az elem elemének atomjára - nitrogén (Z \u003d 7):

Ez a rendszer megfelel az (1S) 2 2S 2 2P 3.

Most, hogy a 2R-Oribals mindegyikét egy elektron elfoglalja, az elektronok páros elhelyezése a 2P-es orbitálokon kezdődik. Az oxigénatom (Z \u003d 8) megfelel az 1S 2 2S 2 2P 4 elektronikus struktúrájának és a következő sémanak:

A fluoratom (z \u003d 9) további 2R-elektron jelenik meg. Elektronikus szerkezetét expresszálják, ezért 1S 2 2S 2 2P 5 képlet és séma:

Végül, a neon atom (z \u003d 10), a 2p-lakosztály kitöltése, és ezáltal kitölti a második energiaszintet (L-réteg) és az elemrendszer második periódusának kialakítását.

Így a bór (z \u003d 5) és a neon (z \u003d 10) végződéséből indulva a külső elektronréteg p-al-vonala töltő; A második időszak ezen részének elemei ezért a P-elemek családjához kapcsolódnak.

Nátrium-atom (Z \u003d 11) és magnézium (Z \u003d 12) hasonló az első eleme a második időszakban - lítium és a berillium - tartalmazhat egy vagy két S elektronok a külső réteg. Szerkezete megfelel az Elektronikus Formuláknak 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 (nátrium) és 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 (magnézium) és a következő sémák:

és 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 Formula 6.

Így a harmadik időszak, mint a második, két S-elemzel kezdődik, majd hat r-elem. A második és harmadik időszakok megfelelő elemeinek külső elektronikai rétegének szerkezete következésképpen hasonló. Így a külső elektronrétegű lítium és nátrium atomjai egy S-elektron, nitrogén és foszforatomok - két S- és három p-elektron, stb. Más szóval, a kernel töltésének növekedésével az atomok külső elektronikus rétegeinek elektronikus szerkezete rendszeresen megismétlődik. Az alábbiakban látni fogjuk, hogy ez igaz a későbbi időszakok elemeire. Ezért következik, hogy az időszakos rendszer elemeinek elhelyezkedése megfelel az atomok elektronikus struktúrájának. De az atomok elektronikus szerkezetét a maguk töltése határozza meg, és viszont meghatározza az elemek és vegyületek tulajdonságait. Ez az elemek tulajdonságainak periodikus függőségének lényege, amely az atomok magjainak magájának díjától származik.

Folytassa az atomok elektronikus szerkezetét. Megálltunk az argon atomján, amely teljes mértékben tele van 3S- és 3R-SUCKS-vel, de az összes 3D-SuBleVels Orbital nem működik. Azonban a következő argon elemek - kálium (Z \u003d 19) és a kalcium (Z \u003d 20) - a töltelék a harmadik elektronikus réteg átmenetileg megállítjuk, és az S-su-réteg s-negyedik réteg kezd képződni: az elektronikus szerkezete A káliumatomot 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3S 2S 2S 2S 2S 2S 2S 2S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 és az alábbi sémák:

Az elektronikus energiafüggvény kitöltésének sorrendje a következő. Amint azt a 31. §) jelezte, az elektron energiáját sok elektronatomban nemcsak a fő, hanem az orbitális kvantumszám értéke határozza meg. Az energiafelszerelések helyének egy sora is volt, amely megfelel az elektron energiájának növekedésének. Ugyanezt a szekvenciát mutatjuk be az 1. ábrán. 22.

Amint az ábra látható. 22, 4S gabonát az alacsonyabb energia jellemzi, mint a 3D sublayer, amely a D-elektronok erősebb árnyékolásához kapcsolódik az S-elektronokkal összehasonlítva. Ennek megfelelően a külső elektronok kálium- és kalciumatomjaiban történő elhelyezése a 4S-pilonokon az atomok legstabilabb állapotának felel meg.

A szekvenciát a töltés atomi elektronikus pályák, attól függően, hogy mennyire fontos a fő és orbitális kvantumszámok, vizsgáltuk a szovjet tudós V. M. Klechkovsky, amely megállapította, hogy az elektron energia megnövekszik, amikor ezek összege két kvantumszámok növekszik, azaz a értékek (n + l). Ennek megfelelően a következő pozícióként alakultak ki (a Clakovsky első szabálya): az atommag nukleárt töltöttségének növekedésével az elektronikus pályák szekvenciális töltése a fő és orbitális kvantumszámok (N + L) alacsonyabb értékével alacsonyabb értékű orbitálokból származik, amelyek nagy értékűek.

A kálium- és kalcium atomok elektronikus szerkezete megfelel ennek a szabálynak. Valójában 3D-es pályáknál (n \u003d 3, l \u003d 2), az összeg (n + l) 5, és 4-es pályáknál (n \u003d 4, l \u003d 0) - egyenlő 4. Ezért a 4S-SuBlevelsnek kell lennie Korábban, mint a 3D sublayer, ami valójában történik.

Tehát a kalcium atom befejezi a 4S-supremiák építését. A következő elemre való áttéréskor - Scandia (Z \u003d 21) - a kérdés merül fel: melyik azonos mennyiségű (N + L) - 3D (n \u003d 3, l \u003d 2), 4p (n \u003d 4) , L \u003d 1) vagy 5S (n \u003d 5, l \u003d 0) - kell kitölteni? Kiderül, hogy ugyanazokkal az összeggel (n + l) az elektron energia magasabb, annál nagyobb a nagyobb kvantumszám értéke. Ezért az ilyen esetekben meghatározzák az energiatöltők elektronok kitöltésének sorrendjét clekkovsky második szabálya, Hogy az összeg (n + l) azonos értékekkel (N + L), az orbitális töltés egymás után következik be az N fő kvantumszám értékének növekedésének irányában.

Ábra. 22. Az elektronikus energiacsomag kitöltésének sorrendje az atomban.

Ennek a szabálynak megfelelően, az esetben (n + l) \u003d 5, a 3D sublerayer (n \u003d 3) kitölteni kell, majd a sublayer 4p (n \u003d 4) és végül az 5S (n \u003d 5) . A Scandium Atomnál tehát meg kell kezdeni a 3D-es pályák kitöltését, így az elektronikus szerkezete megfelel az (1S) 2 2S 2 2S 2 2S 22S 2 3D 6 3D 1 4S 2 * és a rendszer

A 3D-SuBlevels kitöltése folytatódik a következő scanda elemekkel - titán, vanádium stb. - és a cink (z \u003d 30) teljesen végződik, amelynek atomszerkezetét a rendszer fejezi ki

az 1S 2 2 3P 6 3P 6 3S 2 3P 6 34 4S 2 Formula 2.

* Az elektronikus struktúra formuláiban szokásos az első szekvenciálisan rögzíti az összes N értéket, majd az N-nél magasabb értékű államokba lép. Ezért a felvételi eljárás nem mindig egyeznek meg az energia-préselés feltöltésének eljárással. Így a Scandium Atom elektronikus képletének rekordjában a 3D allapot korábban korábban elhelyezték, mint a 4S allaider, bár ezek a superenturák fordított sorrendben vannak kitöltve.

Tíz D-elem, amely Scandiumdal kezdődik és a cinkkel végződik, az átmeneti elemekhez tartozik. Az ilyen elemek elektronikus kagylóinak kialakításának jellemzője az előző (S- és P-elemek )hez képest az, hogy az egyes későbbi D-elemre való áttéréskor az új elektron nem jelenik meg a külső (n \u003d 4), hanem a a második külső (n \u003d 3) elektronikus réteg. Ebben az összefüggésben fontos megjegyezni, hogy az elemek kémiai tulajdonságait elsősorban az atomok külső elektronrétegének szerkezete határozza meg, és csak kisebb mértékben függ az előző (belső) elektronikus rétegek szerkezetétől. Az átmeneti elemek atomjainál a külső elektronréter két s elektront alakít ki *; Ezért az atomszám növekedésével végzett D-elemek kémiai tulajdonságai nem olyan élesek, mint az S és a P-elemek tulajdonságai. Az összes D-elem a fémek közé tartozik, míg a külső P-SuLayer töltése a fémből való átmenethez tipikus, nem-metallára, végül egy nemesgázhoz vezet.

A 3D-sublayer (n \u003d 3, L \u003d 2) elektronok kitöltése után a jegyző második szabálya szerint egy 4p (n \u003d 4, l \u003d 1) rögzítését foglalja el, ezáltal átméretezik az N-réteg megépítését . Ez a folyamat kezdődik a gallium-atom (Z \u003d 31), és véget ér a Crypton atom (Z \u003d 36), az elektron szerkezete által expresszált 1S 2 2 2P 6 3S 2 34 4S 2 4P 6 általános képletű 2. Mint a atomok az előző nemesgázok - neon és argon, a Crypton atom jellemzi egy külső elektron szerkezete az NS 2NP6 réteget, ahol N a fő kvantum számát (neon - 2S 2 2p 6, Argon - 3S 2 3P 6 , Crypton - 4S 2 4P 6).

Rubidia-ból kezdve 5s-Sublevels töltött; Ez megfelel a Clachkovsky második szabályának is. Rubidium atomban (z \u003d 37), az alkálifémben egy S-Electron-os szerkezet jelenik meg az alkálifémben. Így kezdődik az elemek új ötödik időszakának építése. Ugyanakkor, mint a negyedik időszak megteremtésekor, az antiszomin elektronikus réteg D-sublayerje korlátozza. Emlékezzünk vissza, hogy a negyedik elektronikus rétegben már van egy f-subline, amelynek kitöltése az ötödik időszakban is előfordul.

A stroncium atomjánál (Z \u003d 38) az 5S 5-öseket két elektron foglalja el, majd a 4D töltés töltődik, így a következő tíz elemet - az YTRIUM-tól (Z \u003d 39) a kadmiumba (Z \u003d 48) - tartoznak átmeneti d-elemek. Ezután hat p-elem található Indiából a nemes gáz xenonba, amely befejezi az ötödik időszakot. Így a szerkezetük negyedik és ötödik időszakai meglehetősen hasonlóak.

* Vannak D-elemek (például króm, molibdén, réz alcsoport elemei), amelyek atomjaiban csak egy S-Electron van a külső elektronikus rétegben. A bekezdés végén a "normál" kitöltési sorrendjétől eltérő eltérések okai a bekezdés végén tekintendők.

A hatodik időszak, mint az előzőek, két S-elem (cézium és bárium) kezdődik, amely kitölti a pályák kitöltését az összeggel (N + L), egyenlő a 6-nak, a Clakovsky szabályai szerint, A 4f (n \u003d 4, n \u003d 4, meg kell tölteni. l \u003d 3) az összeggel (N + L), amely 7b-nál egyenlő, és a legfontosabb kvantumszám legkisebb értékével. Tény, Lanthan (Z \u003d 57), található után azonnal a bárium, láthatóan nem 4F, hanem egy 5D elektron, úgy, hogy az elektronikus szerkezete megfelel a képletnek, 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. Azonban a cériumelem (z \u003d 58) megépítése valóban egy 16F-es aloporítót épít, amelyen az egyetlen 5D-elektron, amely a lantániatomban meghosszabbodik; Ennek megfelelően a cérium atom elektronikus szerkezetét 1S 2 2 2 2P 6 3P 6 3P 6 3P 6 4D 10 4P 6 4P 6 4D 10 4F 2 4P 6 4D 10 4F 2 5S 2 5P 6S 2. Így a Clekkovsky második szabályából származó visszavonulás, amely Lanthánban történik, ideiglenes: a cériumkezeléstől kezdve, a 4F-SuBlevel összes pályával. A hatodik időszak ezen részében található tizennégy lantanid F-elemek közé tartozik, és a Lanthán tulajdonságai közel vannak. Az atomok elektronikus kagylóinak megépítésének jellemzője az, hogy az új F-elemre való áttérés során az új elektron nem a külső (n \u003d 6), és nem az előző (n \u003d 5), hanem mélyebben Található, a harmadik külső elektronikus réteg (n \u003d 4).

A lantanidatomok hiánya miatt jelentős különbségek vannak a külső és úgy tett elektronikus rétegek szerkezetében, az összes lantanoidok nagy hasonlóságot mutatnak a kémiai tulajdonságokban.

A Lanthánban elkezdett 5d-lakosztály kitöltése Hafnia (Z \u003d 72) folytatódik, és a Mercury (Z \u003d 80) végződik. Ezt követően, mint az előző időszakokban, hat p-elem található. Itt van egy 6p siklós építése: a thallium (z \u003d 81) kezdődik, és a radon (z \u003d 86) nemesgázán végződik, amely a hatodik időszakban befejeződik.

A hetedik, míg az elemrendszer befejezetlen időszaka hasonlóan épül a hatodik. Két S-elem (FRANCIAORSZÁG ÉS RADIUM) és egy D-elem (cselekvés), 14 F-elem található itt, amelyek tulajdonságai az aktinium tulajdonságainak ismert közelében állnak rendelkezésre. Ezeket az elemeket, a tóriummal kezdődően (Z \u003d 90) és 103 elemgel végződik, általában az aktinoidok általános nevében kombinálják. Közülük - Mendeli (Z \u003d 101), mesterségesen az amerikai fizikusok által 1955-ben, és D. I. Mendeleev után nevezték el. Közvetlenül az aktinoidok mögött a Kurchatov (Z \u003d 104) és a 105 elem. Mindkét elemet mesterségesen kapja meg a tudósok csoportja által vezetett akadémikus N. Flerov; A D-elemek közé tartoznak, és az időszakos elemek rendszeres rendszerének ismert része.

Az elektronok energiaszintek (rétegek) eloszlását az összes ismert kémiai elem atomjaiban a könyv elején elhelyezett elemek periodikus rendszerében adják meg.

Az elektronok töltésének szekvenciáját az energiaszintű és az atomok alatti elektronok által az 1. ábrán vázlatosan ábrázolják. 23, grafikusan expresszálja a ClacheKovsky szabályokat. A kitöltés kisebb összegértékekből (N + L) származik a nyilak által megadott sorrendben. Könnyű észrevenni, hogy ez a szekvencia egybeesik az 1. ábrán bemutatott atomi orbitálok kitöltésével. 22.

Ábra. 23. Az atomenergia-pilótaok töltőszekvenciájának sorrendje az atomban.

Ábra. 24. A 4F- és 5D-elektronok energiájának függése a Zero Z.

Emlékeztetni kell arra, hogy az utolsó rendszer (valamint a Clekkovsky szabályai) nem tükrözik az egyes elemek atomszerkezetének elektronikus szerkezetének magánfunkcióit. Például a nikkelom (Z \u003d 28) átmenetben a réz atomra (Z \u003d 29), a 3D elektronok száma nem egy, de egyszerre a "slippoint" rovására A 4S elektronok a 3D-s allablé. Így a réz atom elektronikus szerkezetét 1S 2 2S 2 2S 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 1-ben fejezzük ki. Az előző réteg külső S-D-Supererének egy hasonló "spock" hasonló "spock", amely az előző réteg külső S-D-Supererjeiből következik be, a réz - ezüst és arany analógjai atomjaiban. Ez a jelenség társul megnövekedett energia stabilitását elektronikus szerkezetek, hogy megfelel a teljesen részt vesz az energia subcoins (lásd § 34). Az elektron átmenet a réz atomban 4S SUBLEVEL-vel a 3D subleyer (és hasonló átmenetek az ezüst és az aranyatomok) vezet egy teljesen feltöltött D-sublayer, ezért kiderül, hogy energetikusan előnyös.

Amint azt a 34. §, az elektronikus konfigurációk pontosan félig tele vannak öngyilkossággal (például a külső rétegben lévő három P-elektronokat tartalmazó szerkezetek, öt D-elektron az örökké rétegben vagy az F-elektronok hálózatában még több mélyen elhelyezkedő réteg). Ez megmagyarázza a "Squad" egy 4S elektront a krómatomban (Z \u003d 24) egy 3D-pricken, amelynek eredményeképpen a krómatom állandó elektronikus struktúrát szerez (1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 5 4S 1) pontosan fele tele van 3D-s allowerekkel; A molibdén atomban (Z \u003d 42) egy 4D-pilonban 5S-es elektront (Z \u003d 42) jelent meg.

A lantánatomok (5D-, nem 4F elektronok) és a cérium (az 5D-, és nem 4F elektronok megjelenése) "normál" megsértése (a két 4F-elektron megjelenése egyszerre) és hasonló jellemzőkkel A hetedik periódus-elemek atomsorainak elektronikus struktúráinak építése az alábbiak szerint történik. A kernel töltésének növekedésével az elektrosztatikus vonzereje az elektronmagos, amely ebben az energia pilonban van, erősebbé válik, és az elektronenergia csökken.

Ugyanakkor az elektronok energiája, amelyek különböző szubszelekkel vannak, egyenlőtlenek, mivel ezek az elektronok tekintetében a magköltség árnyékolva változó fokozatok. Különösen a 4F-elektronok energiája csökken, azzal, hogy a rendszermag töltését drasztikusan növeli, mint az 5D elektronok energiáját (lásd a 24. ábrát). Ezért kiderül, hogy Lanthanne (Z \u003d 57) az 5D elektronok energiája alacsonyabb, és a cérium (z \u003d 58) magasabb, mint a 4F-elektronok energiája. Ennek megfelelően az Electron, amely Lantanban volt egy Superer 5d-ben, cériumba költözik a 4F allapot.

<<< Назад

Tovább \u003e\u003e\u003e

Az államok szerint az atomok

Ha az azonos részecskék ugyanolyan kvantumszámmal rendelkeznek, hullámfunkciójuk szimmetrikus a részecskék permutációjához képest. Ebből következik, hogy az egyik rendszerben lévő két azonos fermion nem lehet azonos állapotban, mivel a fermionok esetében a hullámfüggvénynek antiszimmetrikusnak kell lennie. A tapasztalt adatok összefoglalása, V. Pauli megfogalmazta azt az elvet, amely szerint a fermion rendszereket csak az antiszimmetrikus hullámfunkciók (Pauli-elvi kvantum-mechanikai készítmény) által leírt körülmények között találták meg.

Ebből a helyzetből a pauli elv egyszerűbb megfogalmazása van, amelyet kvantumelméletbe (1925) vezettek be a kvantummechanika építése előtt: azonos fermionok rendszerében, közülük bármelyikük nem lehet egyszerre ugyanabban az állapotban. Ne feledje, hogy az azonos állapotban lévő egyik típusú bozonok száma nem korlátozott.

Emlékezzünk vissza, hogy az atom állapotát az atomban egyedileg határozzák meg négy kvantumszám:

a fő n (n \u003d 1, 2, 3, ...),

orbitális l. (l. \u003d 0, 1, 2, ..., N-1),

mágneses M. L.(M. L. = - l., .... - 1, 0, +1, ..., + l.),

mágneses spin (M S \u003d + 1/2, - 1/2).

Az elektronok eloszlása \u200b\u200baz atomban A Pauli elve, amely az egyszerű készítményben használható: ugyanabban az atomban nem lehet több, mint egy elektron négy kvantum számmal , L,m. L.és m s, t. e.

ahol z (n, L., M. L., m űgombok - Az elektronok számának száma kvantumállapotban, négy kvantumszám: n , L,m. L., M. Útközben Pauli elv azt állítja, hogy az ugyanazon atomba tartozó két elektron közül legalább egy kvantumszám értékei eltérnek egymástól.

A (223.8) képlet szerint ez az N interfészek 2 különböző államok különböznek az értékekben l. és M. L.. Quantum száma M. , csak két értéket (± 1/2) vehet igénybe.

Ezért a legfontosabb kvantumszám által meghatározott államok maximális száma egyenlő

Az elektronok kombinációja egy több elektronatomban, amelynek ugyanaz a fő kvantum száma n , elektronikus héj. A kagylók mindegyikében az elektronokat az e célnak megfelelő subordródákon osztják el l.. Mivel. Az ajánlatos kvantumszám 0-tól N-1 értékre kerül, akkor a szubkódok száma megegyezik a NoBolochka sorszámával. A külvárosokban lévő elektronok számát mágneses és mágneses spin kvantumszámokkal határozzák meg: a tengeralattjáróban lévő elektronok maximális száma l. Egyenlő 2 (2 l. + 1). A héjak megnevezéseit, valamint az elektronok héjakkal és aljzatokkal történő eloszlását a táblázatban mutatják be. 6.

6. táblázat.

Időszakos elemrendszer

Mendeleev

Az atomok töltőelállapotainak szisztematikájának alapjául szolgáló powli elv lehetővé teszi, hogy megmagyarázzuk a D. I. Mendeleev (1869) elemi rendszeres rendszerét. alapvető törvénya modern kémia, az atomi és a nukleáris fizika alapja.

D. I. Mendeleev bemutatta a Z kémiai elem sorszámának koncepcióját, amely megegyezik a rendszermagban lévő protonok számával, és ennek megfelelően az atom elektronhéjában lévő elektronok teljes számával. Azáltal kémiai elemek, mint a sorszámok növelése, kapott frekvencia megváltoztatásában kémiai tulajdonságait az elemek. Azonban azokban az időben ismertek, 64 kémiai elem, egyes asztaliejtek kiderült, hogy üresek voltak, mivel azoknak megfelelő elemek (például GA, SE, GE) még nem ismertek. D. I. Mendeleev tehát nemcsak a jól ismert elemeket, hanem az új, még nem nyitott elemek és alapvető tulajdonságainak megjósolta. Ezenkívül D. I. Mendeleev sikeresen tisztázta néhány elem atomi súlyát. Például az atomtömegek és u, a Mendeleev táblázat alapján kiszámítva, kijavítva, és korábban kísérletileg hibás.

Mivel az elemek kémiai és néhány fizikai tulajdonságait az atomok külső (Valence) elektronjai magyarázzák, a kémiai elemek tulajdonságainak gyakoriságát egy bizonyos periodicitással kell társítani az atomok elhelyezkedésében. Ezért, hogy megmagyarázzuk a táblázatot, feltételezzük, hogy minden további elem az előző adagolásból származik egy proton rendszermagja, és az egyik elektron hozzáadásával az atom elektronhéjában. Elektron interakció elhanyagolása, ahol szükséges, megfelelő módosítások. Fontolja meg a főként államok atomjait.

A hidrogénatom egyetlen elektronja 1S állapotban van. , jellemzi Quantum Numbers n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0 és m s \u003d ± 1/2 (a hátának orientációja tetszőleges). Mindkét elektron atom nem 1-ben van , de párhuzamos referencia-irányultsággal. Az atom elektronikus konfigurációja nem íródott 1s 2 (két 1s elektron). Az Atom nem fejezi be a K-héj kitöltését, amely megfelel a Mendeleev elemek periodikus rendszerének első időszakának befejezésével (7. táblázat).

A Li Atom (Z \u003d 3) harmadik elektronja, a Pauli elvének megfelelően, többé nem található az a-shell teljesen kitöltött, és a legalacsonyabb energiaállapotot foglalja el N \u003d 2 (l-shell), azaz 2S-állapot. Elektronikus konfiguráció egy Atom Li: 1s 2 2s. LI kezdődik a második időszak az időszakos elemek. A negyedik elektron B (z \u003d 4) véget ér a tengeralattjáró kitöltése. A következő hat elem a (2 \u003d 5) és NE (Z \u003d 10) között a 2P tengeralattjárót (7. táblázat) tölti ki. Az időszakos rendszer II időszaka neon-inert gázzal végződik, amelyre a tengeralattjárót 2rzelik töltötte.

A tizenegyedik elektron NA (Z \u003d 11) az M-héjba kerül (N \u003d 3), amely a legkisebb 3-as állapotot foglalja el. Az elektronikus konfiguráció 1S 2 2S 2 2P 6 3S.SCS-Electron (szintén) A 2-es Elsctrone Li) egy Valence Elektron, ezért a Na optikai tulajdonságai hasonlóak a Li tulajdonságaihoz. A Z \u003d 12-vel az M-héj egy következetes kitöltése van. AG (Z \u003d 18) kiderül, hogy hasonló a NE: külső héjában, minden S- és P állapot tele van. AH kémiailag inert és befejezi az időszakos rendszer III időszakát.

A Nenétente Electron K (z \u003d 19) a ZD-állapotot az M-héjban kell bevennie. Azonban az optikai és a kémiai kapcsolatokban az atom, amely hasonló Li és Na atomokhoz, amelyeknek külső Valence Elektronja van az S-állapotban. Ezért a XIX. Valence Electron K-nek is S-állapotban kell lennie, de csak egy új héj (N-shell) s-állapota lehet, azaz az N-shell khéj kitöltése üres m-vel kezdődik -héj. Ez azt jelenti, hogy az elektronok kölcsönhatása következtében az N \u003d 4 állam, l.\u003d 0 és kevesebb energia, mint az állam n \u003d 3, l.\u003d A CA spektroszkópiás és kémiai tulajdonságai (Z \u003d 20) azt mutatják, hogy 20. elektronja az N-shell 4S állapotában is. Az ezt követő elemekben az M-héj kitöltése (SC (Z \u003d 21) és Zn között (Z \u003d 30)). A következő N-shell tele van KG-re (Z \u003d 36), amely újra, mint a NE és AG, S - És a külső héj P-állapota teljesen tele van. A Crypton befejezi az időszakos rendszer IV időszakát. Hasonló argumentumok alkalmazhatók a Mendeleev táblázat többi elemére, azonban ezek az adatok megtalálhatók a referenciakönyvekben. Csak azt vegye figyelembe, hogy a későbbi RB periódusok, CS, FR alkáli fémek kezdeti elemei lúgos fémek, és az utolsó elektron S-állapotban van. Ezenkívül az inert gázok (NEM, NE, AT, KG, X, RN) atomjai az asztalon speciális helyzetet foglalnak el - mindegyikben a külső héj S- és P-státusza teljesen kitöltötte és a következő időszakos időszakos időszakok befejeződnek.

TOVÁBB

Elem

Időszak

Elem

1s.

2p.

3S.

3p.

3D-s

4S.

4p.

4d.

4f.

1s.

2p.

3S.

3p.

3D-s

4S.

4p.

4d.

4f.

IV.

K ca sc ti v cr mn fe co ni

- -

Iii

Na vg al si p s cl

Cu zn ga ge as se brkr

7. táblázat.

Az elemek mindegyike - Lanthanidok (Lanthán (Z \u003d 57) és Lutaction (Z \u003d 71) és az aktinidek (Z \u003d 89) Laurencia (Z \u003d 103) között (z \u003d 103)) Cellaasztal, így az elemek kémiai tulajdonságai ezeken a csoportokban nagyon közel vannak. Ezt magyarázza az a tény, hogy a Lanthanidok esetében a 4F tengeralattjáró kitöltését, amely 14 elektronot tartalmazhat, csak az 5-ös tengeralattjáró után kezdődik, 5p és 6s teljesen kitöltve . Ezért ezekhez az elemekhez a külső P-shell (6s 2) ugyanaz lesz. Hasonlóképpen, ugyanaz az actinides esetében a Q-héj (7S 2).

Így az elemek kémiai tulajdonságainak periodicitása a külső héj szerkezetében lévő elemek kémiai tulajdonságaiban bővíthető a kapcsolódó elemek atomjaiban. Így az inert gázok ugyanazok a külső 8 elektronok (tele S- és P állapotokkal töltöttek); Az alkálifémek külső héjában (Li, Na, K, Rb, CS, FR) csak egy S-Electron van; A lúgos földfémek külső héjában (BE, MG, CA, SR, BA, RA) Két elektron létezik; Haloidok (F, C1, VG, I, AT) külső héjak, amelyekben egy elektron hiányzik egy inert gázhéj, stb.

Röntgen-spektrumok

Nagy szerepet tölt be az atom szerkezetének megteremtésében, nevezetesen az elektronok eloszlását a héjak, játszott sugárzás, amelyet 1895-ben nyitottak meg a német fizikus V. X-Ray (1845-1923), és X-Ray. A röntgensugárzás leggyakoribb forrása egy röntgencső, amelyben az elektronok erősen felgyorsulnak az elektromos mezőn, bombázza az anódot (nehézfémek fém célpontja, például W vagy PT), az éles fékezés tesztelése. Ugyanakkor a röntgen sugárzás következik be, amely elektromágneses hullámok körülbelül 10 12-10 -8 m hullámhosszú hullámhosszúak. A röntgensugárzás hullámát a diffrakciós kísérletek bizonyítják, 182. §-ban tárgyaltuk.

A röntgen sugárzás spektrális összetételének vizsgálata azt mutatja, hogy spektrumának komplex szerkezete van (306. ábra), mind az elektron energiától, mind az anód anyagtól függ. A spektrum egy rövid hullámhosszúság által határolt szilárd spektrum kiszabása, amelyet néhány határ L perc, a szilárd spektrum határának és a vonal spektrumnak nevezik - az egyes vonalak készlete a szilárd spektrum hátterében.

A vizsgálatok kimutatták, hogy a szilárd spektrum jellege teljesen független az anód anyagától, de csak az elektronok bombázó anódjának energiája határozza meg. A részletes tanulmány a tulajdonságait ennek a sugárzásnak azt mutatta, hogy ez által kibocsátott bombázás anód elektronok által eredményeként a fékezés, amikor kölcsönhatásba céltárgy atomokat. A szilárd röntgensugár-spektrumot ezért fékspektrumnak nevezik. Ez a következtetés összhangban van a klasszikus elmélet a sugárzás, mivel fékezéskor mozgó töltésekre sugárzás szilárd spektrumot kell igazán fordul elő.

A klasszikus elméletből azonban nem követi a szilárd spektrum rövid hullámhatárának létezését. A kísérletekből következik, hogy minél nagyobb az elektronok kinetikus energiája, amely fékezési röntgensugárzást okoz, annál kevesebb l min. Ezt a körülményt, valamint a határ jelenlétét a kvantumelmélet magyarázza. Nyilvánvaló, hogy a kvantum határonergiája megfelel a fékezésnek, amelyben az összes kinetikus elektron-energia a kvantum energiájába kerül, azaz azaz a kvantum energiájába, azaz.

ahol az u a potenciális különbség, amelynek rovására az Electront az E max, v max - a szilárd spektrum határának megfelelő frekvenciát jelentik. Ezért a határ hullámhossza

mi teljes mértékben megfelel a kísérleti adatoknak. A röntgendes szilárd spektrum határának mérése a (229.1) általános képletű (229.1) szerint meghatározhatja az állandó deszka kísérleti értékét h,amelyek legpontosabban egybeesnek a modern adatokkal.

A szilárd spektrum hátterével való eléggé nagy energiájú energiával különálló éles vonalak jelennek meg - az anódos anyag által meghatározott lengőképernyős spektrum, és a jellemző röntgen spektrum (sugárzás).

Az optikai spektrumokhoz képest az elemek jellemző röntgen spektruma teljesen azonos típusú, és több epizódból áll, l, m, n és o . Mindegyik sorozat, viszont egy kis vonalat tartalmaz, amely a hullámhosszúság csökkenő sorrendjében van jelölve az A, B, G ... (A, B, B, G, ... L A, L B, L G,. ..) ..). Ha a fényelemekig súlyos, a jellemző spektrumszerkezet nem változik, csak az egész spektrum eltolódik a rövid hullámok felé. Ezeknek a spektrumoknak az, hogy az egyes kémiai elemek atomjai, függetlenül attól, hogy szabad állapotban vannak-e, vagy a kémiai vegyületben szerepelnek-e, bizonyos jellemző sugárzást jelentenek ebben az elemben. Tehát, ha az anód több elemből áll, akkor a jellemző röntgensugárzás ezen elemek spektrumának bevezetése.

A jellemző röntgen spektrumok szerkezetének és jellemzőinek megvitatása arra a következtetésre jut, hogy előfordulása az atomok belső, beépített elektronikus héjakban előforduló folyamatokhoz kapcsolódik, amelyek hasonló szerkezettel rendelkeznek.

Elemezzük a röntgen sorozat előfordulásának mechanizmust, amelyet az 1. ábrán vázlatosan mutatunk be. 307.

Tegyük fel, hogy egy külső elektron vagy nagy energiafotron hatása alatt az atom egy atomhéjának két elektronjának egyike megtört. Ezután az elektron mozgatható a helyére, az L, M, N, .... Az ilyen átmeneteket az X-Ray Quanta emissziója és a K-sorozat spektrális vonalak előfordulása kíséri: a (l ®K), B (M® K), G (N®K), stb. A hosszabb hullámvonal K-sorozat a vonal a . A vonalak frekvenciái a ®K B ®K G-hez növekednek, hiszen az elektron átmenet során felszabaduló energia a K-shellhez, több távoli kagylóval növekszik. Éppen ellenkezőleg, a vonalak intenzitása egy sorban egy ®KB ®K g-hez csökken, mivel az elektronok átmenetének valószínűsége az L-héjból a K-héjra nagyobb, mint a M és N. K- Vázlat, feltétlenül más sorozat, mivel a vonalak dombornyomása miatt az L, M, ..., ..., amelyet magasabb szinteken elhelyezkedő elektronokkal töltenek ki.

Hasonlóképpen vannak más sorok is megfigyelve, de csak nehéz elemek esetén. A figyelembe vett karakterisztikus sugárzás vonalak lehet vékony szerkezetet, mivel a szintek által meghatározott fő kvantum száma hasítjuk értékeinek megfelelően az orbitális és mágneses kvantum számokat.

Feltárása a Röntgen-spektrumok elemek, az angol fizikus a Mosli (1887-1915) létrehozott 1913-ban az arány, az úgynevezett törvénye Mosli:

(229.2)

ahol v jelentése a jellemző röntgen sugárzás, az R-konstans Readberg, az S-Constant árnyékolás, az M \u003d 1.2, 3, ... (meghatározza a röntgen-sorozat), az egész szám értékeit +1 (meghatározza a megfelelő sorozat külön értékvonalát). A Moslos (229.2) törvénye hasonló a Balmer (209,3) általános képletéhez a hidrogénatom esetében.

Az állandó árnyékolás jelentése az, hogy egy elektron, amely egy átmenetet, amely megfelel bizonyos piniannak, nem érvényes Zeés töltés (z - S) e , más elektronok árnyékoló hatása. Például egy-vonal = 1, és a Moslos törvényét az űrlapon rögzítik

A fő kvantumszám, N -meghatározza az elektron energiáját és az elektronikus pályák méretét, külön értékeket kap:

n. = 1, 2, 3, 4, 5, . . . . . , +∞.

Az elektronenergia az elektron és a mag közötti távolságtól függ: az elektron közelebb van, annál kevesebb energia van meghatározva E. \u003d -13,6, EV, hol n. - A fő kvantumszám.

Az atomok az atomban csak be lehet állni meghatározott kvantumállamokamely megfelel különlegesa kommunikációs energia értéke a rendszermaggal. Az elektron átmenet egyik kvantumállapotról a másikra van csatlakoztatva ugratással Az energia változása. Ezért az energiaszintek és az energia kommunikáció a fő kvantumszámmal n. a rendszer által benyújtható (2.1. Ábra).

Ábra. 2.1. Energiaszint diagram és energiacsatlakozás

a fő kvantumszámmal

Ilyen módon n. Ez jellemzi egy vagy egy másik energiaszinthez tartozó elektron, és ennek megfelelően az orbitális méret.

Orbital Quantum szám, ℓ n(ℓ ) meghatározza az orbitális (pontosabb szimmetria) formáját, jellemzi az elektronmozgalom forgási összetevőjét. Az elektronfelhők különböző formáját az egyik energiaszinten belüli elektronenergia változása okozza, vagyis a lejtőn való felosztása.

Az elektronikus felhő különböző módon képviselteti magát, de gyakrabban határfelület Amelyen belül a felhő nagy része található (~ 95%).

Az orbitális kvantumszám a következők között változik: ℓ N. = 0, 1, . . . , (n. – 1), Hol n. - A fő kvantumszám. A numerikus értékek mellett az orbitális kvantumszám betűs kijelölése lehetséges: s, p, d, f . Ha megköti az orbitális kvantumszám számát a betűvel és a térbeli képhez, az információkat táblázatként fogják bemutatni (2.2. Táblázat). Az elektronikus felhő gömbölyű formáját az energia minimális értéke jellemzi ( ℓ N. \u003d 0), és ez a felhő jelzi s. -Bitékeny, stb.

2.2. Táblázat.

Az orbitális kvantum szám és a

az orbitál térbeli képe

Az orbitális kép
Érték ℓ N.
Levéljelölés	s.	p.	d.	f.

Nyilvánvalóan ezzel n. Az orbitális kvantumszám számos értéket vesz igénybe, azaz Egy energiaszinten belül a különböző formák jelenléte lehetséges. Az orbitális és a fő kvantumszámok viszonyát bemutatják

Energia diagram (2.2. Ábra).

Ábra. 2.2.Az energia diagramja és a szubszívók többelektronikai atomokban (az orbitális és a fő kvantumszámok viszonya)

Az első energiaszintre az egyetlen érték lehetséges. ℓ N. , és ez nulla, azaz Az orbit formája gömb alakú. Az elektron állapotára utal n.\u003d 1 I. ℓ N. \u003d 0, használt rekord 1 s. (2.3. Táblázat).

A második energiaszintre való áttéréssel ( n.=2), ℓ N. Ezért a 0 és az 1-es értékeket elvégzi, ezért a 2. állapot lehetséges. s. és 2 p.; A pályák kétfajta formáinak létezésének lehetőségéről stb.

2.3. Táblázat

Az orbitális és a fő kvantumszámok értéke és kapcsolata, a Sublevels kijelölése

Szintszám	N.	Érték ℓ N.	A pringing megjelölése
ÉN.	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.

Így különböző értékek ℓ N. a többelektronikai atomokban az energiaszékeket minden energiaszinten jellemzik, és az energiát s. -, p. -, d. -, f. - A SUBLEVEL folyamatosan növekedett.

A szintek mennyisége ezen a szinten megfelel a szintszámnak. Minden további szint tartalmaz mindenféle legfelsőbb pluszot.

Mágneses kvantumszám, m ℓ, jellemzi az elektronikus felhők térbeli tájolását (meghatározza a kiválasztott irányban lévő mozgás mennyiségének projectionjának vetületének értékét).

Mágneses kvantumszám m ℓ Egy adott jelentéshez ℓ N. vesz egy sor értéket – ℓ N., ... ,0, …, + ℓ N.. Azok. Az elektronikus felhő konkrét formája az orbitális, az űrközpontban szigorúan bizonyos módon.

-Ért ℓ N. \u003d 0, az orbitális gömb alakú formája ( s.- szorbital) és az űrben az egyetlen módja lehet, ezért a mágneses kvantumszám M ℓ lehet, hogy az egyetlen érték 0.

A dumbbell elektronikus felhő elhelyezkedése ( p-orbital) a térben lehetséges három módon, ezért mágneses kvantumszám m ℓ három értéket tartalmazhat -1-vel; 0; +1.

Az orbitális szimbólum, a kapcsolat ℓ N. és M ℓ az asztal formájában jelenítheti meg. 2.4.

2.4. Táblázat.

A pályák forgalmazása a szuflelyeken

ℓ N.	m ℓ	A pályák száma
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

Az asztalról világos, hogy s.-rovinnak van egy orbitális, p.-Provers - három pályás, d.-Provine - öt pályás, f.-provine hét pályával rendelkezik (2.3. Ábra). Az ilyen orbitál mindegyikét a kvantumszámok bizonyos kombinációja jellemzi. n, ℓ n és m ℓ.

Ábra. 2.3.. A többelektronikai atomok szintjei és szubszívók energia diagramja (a fő, orbitális és mágneses kvantumszámok viszonya)

Spin Quantum szám, m s.Az elektronnak saját mágneses pillanata van háta miatt. Az űrben lévő vetítés pozitív vagy negatív jele lehet. Ha az elektron jelzi , érték kISASSZONY. =+½. Ha az elektron jelzi ↓ Ezután érték kISASSZONY. = – ½.

Így az elektron helyzetének helyzetét az atomban a kvantumszámok bizonyos értékei jellemzik. Meghatározzák a centrifugálást, az elektron energiát, a kernel közelében lévő tér térfogatát és formáját, amelyben tartózkodása valószínűleg.

Például, Az alábbi elektronokat az alábbi kvantumszámok sorai jellemzik: n. = 5; ℓ N. =3; m ℓ = -1; kISASSZONY. = – ½.

Azok. Ez az elektron 5 energiaszinten található, d. -Porovna. Az elektron foglalja el a második orbitalt, és jelöli ↓.

Egy atom egy kvantumállapotból a másikba történő áttérésében az elektronikus felhő beállítása történik, ami azt jelenti, hogy a kvantumszámok értékei megváltoznak:

Az atomok állapota az atomban felelős powli elvét:nem lehet két elektron az atomban, amely ugyanaz lenne a négy kvantum szám. A pauli elve korlátozza a fő kvantumszám bizonyos értékét tartalmazó elektronok számát n. : Ha egy n.\u003d 1, az elektronok száma 2; Ha egy n.\u003d 2, az elektronok száma 8, stb. Ezért két elektron is elfoglalhat egy orbitalt, ha ellentétes pörgetésekkel rendelkeznek. Az ugyanazon orbitálokon található két elektronok hívják párosított. A sparnoelektronok az ellentétes (párhuzamos) háttal rendelkező elektronok.

Az energiaszerzés kitöltésekor megfigyelhető hUNKORLAT: Ebben a szupro, az elektronok arra törekszenek, hogy elfoglalják az energiaállapotokat oly módon, hogy a teljes spin maximális legyen.

például, Atom 6 s Valence elektronjai: 2 s. 2 2p. 2. Meghatározzuk, hogy az elektronok milyen helyet foglalunk el p-a lapok megfelelnek a fenntartható állapotnak. Ehhez megszabadul számítsa ki a teljes centrifugálás abszolút értékét az alábbi elektronok elhelyezkedéséhez.

de)

Ügyben de | 1/2 - 1/2 | \u003d 0 I. b. |1/2 + 1/2| = 1.

A teljes spin értékének maximális értékét a B állapot jellemzi, amely megfelel az atom egyensúlyi állapotának 6 C.

Szám: lecke téma: Quantum számok. Powli elv, Gund szabály, Clakovsky szabályok. Elszámolási kihívások (a kémiai elemek atomszerkezetének meghatározása. Az elektronok elhelyezése energiaszintekkel és pályákkal, atomok és ionok elektronikus konfigurációi). A lecke célja: a diákok kialakítása egy atom elektronikus héj szerkezetére az 1-3 időszakos periodikus rendszeres rendszerek kémiai elemei példáján. Biztosítsa az "időszakos törvény" és az "időszakos rendszer" fogalmát.

1. Powli elv. Atomban nem lehet két elektron, amelyben az összes kvantumszám (N, L, M, S) értékei ugyanazok, azaz Minden orbitális nem tartalmazhat több, mint két elektron (ellentétes pörgetésekkel).

2. CLEKKOVSKY SZABÁLY (A legkisebb energia elve). A földi állapotban minden elektron található, így az energia minimális. Minél kisebb az összeg (n + l), annál kisebb az orbit energiája. Egy adott érték (n + l) esetében a legkisebb energiának orbitális, kevesebb n. Az orbitálok energiája növekszik egy sorozatban:

3. HUND szabály. Az atom alapvetően a lehető legmagasabb számú párosított elektronoknak kell lennie egy bizonyos szugapán belül.

Felvétel, amely tükrözi az elektronok eloszlását az atomenergia-szintű vegyi elemek és az allapot az atom elektronikus konfigurációjának nevezik. Alapvetően (felszámított) Az atom állapota, az elektronok megfelelnek a minimális energia elve. Ez azt jelenti, hogy a szerte vannak kitöltve, hogy először:

1) az N fő kvantumszám minimális;

2) A szint belsejében először tele van S-, majd P- és csak akkor D-sublayer;

3) Töltés következik be, hogy (n + l) minimális (Clakovsky-szabály);

4) Egyetlen subleyer elektronokon belül úgy vannak elrendezve, hogy a teljes spin maximális, azaz a legnagyobb számú páratlan elektronok (Hinda szabály) tartalmazta.

5) Az atomi orbitálok kitöltésekor Pauli elvét elvégzik. Ennek következtében az n számmal rendelkező energia szint legfeljebb 2 N 2 elektronhoz tartozik az N 2 öltönyön.

A Cézium (CS) 6 periódusban van, az 55 elektron (az 55 szekvencia szám) 6 energiaszinten és finomítójuk között van elosztva. Vágás sorrend az orbitálok elektronjai kitöltése:

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

Alapelv Pauli szabály Gund szabályok Clakovsky

Az anyag szerkezetének alapjai

3. fejezet Multi-Elektronikus atomok

A Schrödinger-egyenlet pontos megoldása csak ritka esetekben található, például a hidrogén és a hipotetikus egyelektronionok, például a HE +, LI 2+, 3+. A következő hidrogénelem atomja hélium - egy rendszermagból és két elektronból áll, amelyek mindegyike mindkét maghoz vonzódik, és egy másik elektronból visszaszorít. Ebben az esetben a hullámegyenletnek nincs pontos megoldása.

Ezért különböző közelítő módszerek nagy jelentőséggel bírnak. Ilyen módszerek alkalmazásával az összes ismert elem atomjainak elektronikus szerkezetét lehetett létrehozni. Ezek a számítások azt mutatják, hogy a többelektron atomok orbitáljai nem különböznek az orbitális hidrogénatomtól (ezek az orbitálok hidrogéntartalmúak). A fő különbség a kernel nagyobb töltése miatt a pályák némi tömörítése. Ezenkívül a több elektronikus atomok esetében azt találták, hogy mindenki számára energia szint (A fő kvantumszám ezen értékével n.) beosztás küszöb. Az elektronenergia nemcsak a n., de az orbitális kvantumszámtól is l.. Ez a sorban nő s.-, p.-, d.-, f.-Endubitals (7. ábra).

A nagy energiaszintek esetében a szugapel energiájában való különbségek elég nagyok, így az egyik szint behatolhat egy másikba, például

6s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 6. Az alublajl orbitális vonalakon lévő elektronok számát a felső indexben a levél jobb oldalán, például a 3. \\ t d. Az 5. ábra 5 elektron van 3 d.-Porovna.

Az atomelektron konfiguráció rövid rögzítéséhez a pályák helyett a megfelelő elektronikus képletű nemes gázszimbólumot néha rögzítik.

Például a klóratom elektronikus képlete 1 s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 5, vagy 3 s. 2 3p. Öt. A zárójelek a kémiai kötvények kialakulásában vettek részt vett elektronokat.

A nagy időszakok (különösen a hatodik és a hetedik) esetében az atomok elektronikus konfigurációinak építése összetettebb. Például, 4. f.-Elektron nem jelenik meg a lanthanne atomban, hanem a következő cérium atomja alatt. Szekvenciális töltés 4. f.- a gadolinium atomban megszakad, ahol 5 van d.-elektron.

Alapelv Pauli szabály Gund szabályok Clakovsky

Különösen stabil is teljesen kitöltött d.- Ezért a réz, ezüst és aranyatomok (IB-csoport) elektronikus konfigurációja (IB-csoport) n.−1)d. 10 ns. Az 1. ábra az alacsonyabb energiához illeszkedik, mint ( n.−1)d. 9 ns. 2 .

Minden elem négy típusra van osztva.:

1. Atomok s-elemek Az NS külső réteg s-shelljei kitöltése. Ezek az egyes időszakok első két eleme.

2. Atomok p-elemek Az elektronok tele vannak a külső szintű np p-héjával. Ezek közé tartozik az egyes időszakok utolsó 6 elemei (kivéve az első és a hetedik).

3. U. d-elemek Az elektronok D-Suite d-Suite (N-1) d. Ezek az S- és P-elemek közötti nagyméretű dugó-évtizedek elemei.

4. U. f-elemek Elektronok töltve F-al kiáramló harmadik külső szint (N-2) F. Ezek lantanoidok és aktinoidok.

Az elemek közötti kapcsolatok sav-bázis tulajdonságai csoportok és időszakos rendszeridőszakok szerint változnak (Kossel rendszer)

Ahhoz, hogy magyarázza a természet a változások a sav-bázis vegyületek tulajdonságait a Kossel elemek (Németország, 1923), javasolták, hogy olyan egyszerű rendszer azon a feltételezésen alapul, hogy van egy tisztán ion kapcsolat molekulák és a Coulomb kölcsönhatás lép az ionok között. A Kossel rendszert ismerteti a sav-alaptulajdonságait tartalmazó vegyületek e-n és az e-O-H kapcsolatok, attól függően, hogy a töltés a kernel és a sugara a formázó elem.

A cossel rendszer két fém-hidroxidok (a LiOH és KOH-molekulák) ábrán mutatjuk be. 6.2. Amint a benyújtott sémában látható, a Li Ion + sugara kisebb, mint az ion sugara + és ez egy csoport, a csoport erősebb a lítium-ionnal, mint a kálium-ionnal. Ennek eredményeképpen könnyebb lesz disszociálni a megoldásban, és a kálium-hidroxid alapvető tulajdonságait erősebben fejezzük ki. Az elemek rendszeres rendszere egy időszakos törvény grafikus képe, és tükrözi az elemek atomok szerkezetét

"Quantum számok. Powli elv, Gund szabály, Clakovsky szabályok. Elszámolási feladatok (a vegyi elemek atomok szerkezetének meghatározása. Az elektronok elhelyezése az energiaszintek és az orbitális, az atomok és ionok elektronikus konfigurációi). "

Siess, hogy kihasználjon akár 60% -ot az infourok tanfolyamokon

Szám:
Téma lecke: Quantum számok. Powli elv, Gund szabály, Clakovsky szabályok. Elszámolási feladatok ( a kémiai elemek atomok szerkezetének meghatározása. Elektronok elhelyezése az energiaszintekre és a pályákra, az atomok és ionok elektronikus konfigurációira).
A cél a leckét: alkotnak diákok struktúrájára vonatkozó egy atom elektronikus shell a példa a kémiai elemek 1-3 periódusos periódusos rendszerben időszakokban. Biztosítsa az "időszakos törvény" és az "időszakos rendszer" fogalmát.

Feladatok lecke: Annak érdekében, hogy megtanulják az atomok elektronikus képletét, hogy az elemeket elektronikus képletekkel meghatározzák, meghatározzák az atom összetételét.

Felszerelés: Kémiai elemek rendszeres rendszere D.I. Mendeleev, hűvös tábla, multimédiás projektor, személyi számítógép, elrendezés és bemutató "Az elektronikus képletek összeállítása az atomok szerkezetéhez".

A lecke típusa: kombinált

Mód: Érzéki, vizuális.

I. Szervezeti pillanat.

Üdvözlet. Hiányzó jel. Egy osztály aktiválása egy új téma asszimilációjához.

A tanár üdvözli és rögzíti az "Atom elektronikus kagyló szerkezetének" leckét.

II. Az új anyag magyarázata

Tanár: Az atomok elektronikus héjak szerkezete fontos szerepet játszik a kémia számára, mivel az elektronok kémiai tulajdonságait meghatározó elektronok. Az elektronmozgás egyik legfontosabb jellemzője egy bizonyos orbitálisra a maggal való kapcsolat energiája. Az atomok az atomban különböznek egy bizonyos energiában, és mint kísérletek azt mutatják, egyesek erősebbek a kernel erősebbek, mások gyengébbek. Ezt magyarázza az elektronok távolsága a kernelből. Minél közelebb az elektronok a rendszermaghoz, annál nagyobb a csatlakozás a maggal, de kevesebb energiaellátással. Mivel az atomot eltávolítják a magból, az elektrond vonzereje a rendszermaghoz csökken, és az energiaellátás növekszik. Így formálódik elektronikai rétegek Elektronikus héjatomban. Az elektronikus értékekkel rendelkező elektronok egyetlen elektronikus réteget képeznek, vagy energia szint . Az elektronok energiájának energiáját az atom és az energia szintje a fő kvantumszám határozza meg n. és elviszi az 1, 2, 3, 4, 5, 6 és 7 egész számát. Minél nagyobb az N érték, annál nagyobb az elektron energiája az atomban. Az elektronok vagy a különböző energiaszinten lévő elektronok maximális számát a képlet határozza meg:

Hol N. - az elektronok maximális száma a szinten;

n. - Energia szintszám.

Megállapították, hogy legfeljebb két elektron található az első héjon, a második - legfeljebb nyolc, a harmadik - legfeljebb 18, a negyedik - nem több, mint 32. nem fontolja meg. Ismeretes, hogy a külső energiaszinten nem lehet több, mint nyolc elektron, ezt hívják befejezett . Elektronikus rétegek, amelyek nem tartalmazzák az elektronok maximális számát befejezetlen .

Az atom elektronikus héjának külső energiaszintjén lévő elektronok száma megegyezik a fő alcsoportok kémiai elemeihez tartozó csoport számával.

Amint azt korábban említettük, az elektron nem mozog a pályán, hanem a pályák szerint, és nem rendelkezik a pályával.

Helyet a kernel körül, ahol a legvalószínűbb, hogy ezt megtalálja az elektronot az elektron vagy egy elektronikus felhő orbitálisnak nevezik.

Alapelv Pauli szabály Gund szabályok Clakovsky

Jegy 2. Az atom elektronikus szerkezete, kvantumszámok, orbitális típusok. Az eljárás kitöltésére energiaszint és sublevels (minimális energia, az elv Pauli, a szabály Hund, a jogállamiság Clakovsky, degenerált orbitális). Elektronikus elemek. Az energiacellák formájában. Az atom fő és izgatott állapotainak értékelése.

Az Atom a kémiai elem legkisebb részecske, tulajdonságai hordozója. Ez a legegyszerűbb elektromos kémiai mikrogramrendszer, a kvantummechanika függvényében.

Az atomen lévő elektron esetében a dualitás elve igaz: az elektron kis tömegű anyagrész és elektromágneses hullám.

Geisenberg bizonytalansága: Minden egyes ponton időben lehetetlen meghatározni az elektronok (X, Y, Z) koordinátákat (vagy impulzus) azonos pontosságát.

A választási mozgása az atomban elektronikus felhőként jeleníthető meg.

Az elektronikus felhő régiója, amelyben az elektron több mint 95% -át tartja az idő 95% -át, egy elektronikus orbitális (E.O.). Az orbitális nagyobb méret jellemzi a magas elektron energiát. Az orbitális méretű pályák alkotják az energiaszintet, hogy áll sublevels.

Az elektron állapotának leírásához az atomban 4 kvantumszámot (N, L, M, S) használunk. Az első három megfelel az elektronszabadság háromdimenziós térben, és a negyedik megfelel az elektron elforgatásának valószínűségének a képzeletbeli saját tengely körül. Quantum számok:

"N" - a fő kvantumszám. Az elektron energiájának szintjét az atommezőben jellemzi (a rendszermag távolsága). A kommunikációs energia matematikai függése a maggal: E A \u003d -13.6 / N 2 EV, N \u003d 1,2, ... valódi elemekhez n \u003d 1, ..., 7. n \u003d időszak szám.
Az "L" egy orbitális kvantumszám. Ez jellemzi a SUBLEVEL típusát (elektronikus felhő formája). L \u003d 0,1,2, ..., (N-1). Betűkkel jelölt. Ebben az esetben az L \u003d 0 S, 1-P, 2-D, 3-F, 4-Q, 5-H.
"M" - mágneses kvantumszám. Jellemzi az orbitális térbeli helyét. M \u003d ± 0, ± 1, ± 2, ..., ± L. Summa orbitals a supro: e \u003d 2l + 1.
"S" - Spin Quantum szám. Ez jellemzi az elektronforgás valószínűségét a tengelye körül két ellentétes irányban. S \u003d ± 1/2. "+" - az óramutató járásával megegyező, "-" - az óramutató járásával ellentétes irányba. A forgatás saját mágneses pillanatának elektronot jelent, amelyet elektronnak neveznek.

A Pauli (tilalom) elve: Az atomok több mint egy elektron nem lehetnek két elektron ugyanazon értékek mind a négy kvantum szám. Vagy így: ugyanazon az orbitállal csak két elektron lehet, és az ellenkező pörgetésekkel.

Az energia legkevésbé elve: Az atomok egymás utáni töltése mind az elektron alacsony energiájában, mind az Atom minimális energiájában kell válaszolnia. Vagy így: a minimális energia megfelel a maximális stabilitásnak. Filution megy megfelelően az energia egyenlet orbitális: NSRIKLY Clekkovsky: Először is, azok subcoins töltik ki, az összeget N + L, amely a legkisebb. Ha két szupert, akkor az N + L összeg egyenlő, akkor először a kisebb n allower-t töltik be.

Hinda Szabály: Alapvetően (felszámított) Az atom állapota az alján NP, ND és NF Mindig van a maximálisan párhuzamos elektronok (maximális párosítatlan spin).

A P, D és F Suite számos orbitálisból áll, amelynek energiája ugyanaz, ezért ezeket a szubszivátokat "degeneráltnak" nevezik: P allayer háromszor, D öt alkalommal és F hetvenes években degenerálódik. E SUBLEVELEK elektronjaihoz a Hinda szabályt megfigyelik.

A valencia a kémiai kapcsolatok kialakításának képessége.

A főállapot minimális energiával rendelkező állam, azaz az elektronok közelebb vannak a kernelhez.

A gerjesztett állapot olyan állapot, amelyen az atomok mindegyike vagy egy része az atomban csillapodik, és nagyobb energiával rendelkezik, azaz a rendszermagon.

A maximális valencia figyelhető meg a gerjesztett állapotban, és általában egybeesik a csoport számával, amelyben az elem található.