Zasada chemii Pauli. Liczby kwantowe. Zasada Pauli. Reguła Hund. I. Moment organizacyjny
Wprowadzenie
W 1925 r. Pauli ustanowił kwantową zasadę mechaniczną (zasada zakazu Pauli).
W dowolnym atomie, nie może być dwóch elektronów w tych samych stacjonarnych stacjonarnych określonych przez zestaw czterech liczb kwantowych: N, M, MS.
Na przykład na poziomie energii może występować nie więcej niż dwa elektrony, ale z przeciwnym kierunkiem spinów.
Zasada Pauli dała możliwość teoretycznego uzasadnienia okresowego systemu elementów Mendeleev, tworzyć statystycy kwantowe, nowoczesną teorię ciała stałych itp.
Zasada Powli
Stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi:
1. Główny numer kwantowy N (n \u003d 1, 2 ...).
2. Numer kwantowy Orbital (azymutalny) L (L \u003d 0, 1, 2, ... N-1).
3. Magnetyczny numer kwantowy M (M \u003d 0, +/- 1, +/- 2, + / -... +/- l).
4. Spin Quantum Number MS (MS \u003d +/- 1/2).
Dla jednej stałej wartości głównej liczby kwantowej N, istnieją 2N2 różne stany elektronowe kwantowe.
Jeden z praw mechaniki kwantowej, zwanej zasadą Powli, twierdzenia:
W tym samym atomie, nie może być dwa elektrony z tym samym zestawem liczb kwantowych (tj. Nie może być dwóch elektronów w tym samym stanie).
Zasada Pauli daje wyjaśnienie okresowej powtarzalności właściwości Atom, tj. Okresowy system elementów Mendeleev.
Okresowy system elementów D. I. Mendeleev
W 1869 r. Mendeleev otworzył okresowe prawo zmiany chemicznego i fizycznego właściwości elementów. Wprowadził koncepcję numeru zamówienia elementu i otrzymał całkowitą częstotliwość w zmianie właściwości chemicznych elementów.
W tym przypadku część komórek układu okresowego pozostała pusta, ponieważ Odpowiednie elementy były nieznane do tego czasu. W 1998 r. Izotop 114. element był syntetyzowany w Rosji.
Mendeleev przewidział szereg nowych elementów (Scandium, Niemcy itp.) I opisali ich właściwości chemiczne. Później te elementy były otwarte, które w pełni potwierdziły sprawiedliwość swojej teorii. Możliwe było nawet wyjaśnienie wartości mas atomowych i niektórych właściwości elementów.
Właściwości chemiczne atomów i szereg ich właściwości fizycznych są wyjaśnione przez zachowanie elektronów zewnętrznych (Valence).
Stacjonarne stany kwantowe elektronu w atomie (cząsteczkę) charakteryzują się zestawem 4 numerów kwantowych: Główny (N), Orbital (L), magnetyczne (m) i spin (MS). Każdy z nich charakteryzuje kwantyzację: energie (N), moment impulsu (L), prognozy momentu impulsu do kierunku zewnętrznego pola magnetycznego (M) i projekcji pleców (MS).
Zgodnie z teorią, numer sekwencji elementu chemicznego Z jest równy całkowitej liczbie elektronów w atomie.
Jeśli z jest liczbą elektronów w atomie znajdującym się w stanie, który jest ustawiony przez zestaw 4 numery kwantowych N, L, M, MS, a następnie Z (N, L, M, MS) \u003d 0 lub 1.
Jeśli Z jest liczbą elektronów w atomie znajdującym się w stanach określonych przez zestaw 3 numery kwantowych N, L, M, a następnie Z (N, L, M) \u003d 2. Takie elektrony charakteryzują się orientacją spinów.
Jeśli Z jest liczbą elektronów w atomie w stanach określonych przez 2 numery kwantowe N, L, następnie Z (N, L) \u003d 2 (2L + 1).
Jeśli z jest liczbą elektronów w atomie, które są w stanach określonych przez wartość głównej liczby kwantowej N, a następnie z (n) \u003d 2N2.
Elektrony w atomie, który zajmuje zestaw stanów o tych samych wartościach głównej liczby kwantowej N, tworzą warstwę elektroniczną: w n \u003d 1 do warstwy; w n \u003d 2 l - warstwy; w n \u003d 3 m - warstwy; w n \u003d 4 n - warstwy; W n \u003d 5 O - warstwy itp.
W każdej warstwie elektronicznej atomu wszystkie elektrony są rozprowadzane przez skorupy. Powłoka odpowiada pewnej wartości numerem kwantowym orbitalnym (Tabela 1 i FIG. 1).
| n. | Warstwa elektroniczna | Liczba elektronów w muszlach | Całkowita liczba elektronów | ||||
| 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 |
Przy danym L, magnetyczny numer kwantowy M akceptuje wartości 2l + 1, a MS - dwie wartości. Dlatego też liczba możliwych stanów w powłoce elektronicznej z danym L wynosi 2 (2l + 1). Więc powłoka L \u003d 0 (s - powłoka) jest wypełniona dwoma elektronami; Shell L \u003d 1 (P - Shell) - sześć elektronów; Shell L \u003d 2 (D - Shell) - dziesięć elektronów; Shell L \u003d 3 (F - Shell) - czternaście elektronów.
Sekwencja wypełniania warstw elektronów i skorupy w układzie okresowym Elementy MendeleeV jest wyjaśniona przez mechanikę kwantową i jest oparty na 4 pozycjach:
1. Łączna liczba elektronów w atomie tego elementu chemicznego jest równa sekwencji Z.
2. Stan elektronu w atomie jest określony przez zestaw 4 numerów kwantowych: N, L, M, MS.
3. Dystrybucja elektronów w atomie stanów energetycznych powinna spełniać minimum energii.
4. Wypełnienie elektronami stanów energetycznych w atomie powinien wystąpić zgodnie z zasadą Pauli.
Rozważając atomy z dużym Z, ze względu na wzrost ładunku jądra, warstwa elektronowa jest dokręcona do jądra i zaczyna wypełniać warstwę n \u003d 2 itd. W danym N, stan elektronów S (L \u003d 0) jest wypełniany, a następnie P-Elektrony (L \u003d 1), D-ELECRONS (L \u003d 2) itp. Prowadzi to do częstotliwości właściwości chemicznych i fizycznych elementów. W przypadku elementów pierwszego okresu powłoka 1S jest po raz pierwszy zakończona; Do elektronów drugiego i trzeciego okresów - 2S, 2P i 3S i 3R skorupy.
Jednakże, począwszy od czwartego okresu (element potasu, z \u003d 19), sekwencja wypełniania skorup jest zakłócana z powodu konkurencji elektronów zamkniętych na energię. Niezawodne elektrony o dużej n, ale mniejsze L (na przykład, elektrony 4S są silniejsze niż 3D) mogą być silniejsze niż (energicznie bardziej opłacalne).
Dystrybucja elektronów w atomie skorupy określają jego konfigurację elektroniczną. Aby wskazać elektroniczną konfigurację atomu, piszą do wielu symboli wypełniania stanów elektronicznych muszli NL, począwszy w pobliżu jądra. Indeks po prawej stronie jest liczba elektronów w powłoce, które są w tych stanach. Na przykład, w atomu sodu 2311NA, gdzie Z \u003d 11 jest liczbą sekwencji elementu w tabeli MendeleEV; liczba elektronów w atomie; liczba protonów w jądrze; A \u003d 23 jest liczbą masy (liczba protonów i neutronów w jądrze). Konfiguracja elektroniczna to: 1S2 2S2 2p6 3S1, tj. W warstwie z N \u003d 1 i L \u003d 0 - dwie elektrony S; W warstwie z N \u003d 2 i L \u003d 0 - dwie elektrony; W warstwie z n \u003d 2 i L \u003d 1 - sześć elektronów P W warstwie z N \u003d 3 i L \u003d 0 - jeden S-Electron.
Wraz z normalną elektroniczną konfiguracją atomu odpowiadającą najbardziej trwałej energii wiązania wszystkich elektronów, podekscytowana konfiguracja elektroniczna występuje, gdy jeden lub więcej elektronów jest podekscytowany.
Na przykład, w helu, wszystkie poziomy energii są podzielone na dwa poziomy poziomów: system poziomów ortoklius, odpowiadający równolegle orientacji spinów elektronów i układu poziomu parraża odpowiadającemu antyrów równoległe orientację wirowania. Normalna konfiguracja helu 1S2 ze względu na zasadę Pauli jest możliwa tylko z antyrówczną orientacją spinów elektronów odpowiadających paraglenionowi.
Wniosek
Tak więc zasada zakazu na Pauli wyjaśnia przez długi czas uważany za tajemniczą, okresową strukturę elementów, otwarty D.I. Medeneev.
Bibliografia
1. Detlaf A.a., Yavorsky B.N. Przebieg fizyki. - M., 1989.
2. Kompanak A.S. Co to jest mechanik kwantowy? - M., 1977.
3. Orira J. Popularna Fizyka. - M., 1964.
4. Trofimova T.i. Przebieg fizyki. - M., 1990.
Podręcznik jest przeznaczony dla studentów spółek nieuchwytających o wyższych instytucjach edukacyjnych. Może służyć jako podręcznik dla osób, które studiowały fundamenty chemii oraz dla studentów chemicznych szkół technicznych i zajęć szkół średnich.
Legendarny podręcznik przetłumaczył na wiele języków Europy, Azji, Afryki i wydane przez całkowitą cyrkulację ponad 5 milionów egzemplarzy.
Podczas dokonywania pliku witryna http://alnam.ru/book_chem.php
Książka:
| <<< Назад
|
Naprzód \u003e\u003e\u003e. |
Aby określić stan elektronu w wielu atomach elektronicznych, formułowany V. Pauli jest ważny ( zasada Powli), W wyniku czego w atomu nie może być dwóch elektronów, w których wszystkie cztery liczby kwantowe byłyby takie same. Wynika z tego, że każdy orbital atomowy charakteryzujący się pewnymi wartościami N, L i M może być zajęty przez nie więcej niż dwie elektrony, których plecy mają przeciwne znaki. Dwa takie elektrony znajdujące się na tych samych orbitach i posiadających przeciwnie skierowane plecy są nazywane sparowany, w przeciwieństwie do jednego (tj. nieparzysty) Elektron, który zajmuje każdą orbitalną.
Korzystając z zasady Powli, obliczamy, co może znajdować się maksymalna liczba elektronów na różnych poziomach energii i suplifels w atomie.
W l \u003d 0, tj. Na S-Sugro, magnetyczny numer kwantowy jest również zero. W związku z tym istnieje tylko jeden orbital na S-Sugliner, który jest zwyczajowy do wyznaczania w postaci komórki ("komórka kwantowa") :?
Jak wspomniano powyżej, nie ma więcej niż dwóch elektronów umieszczonych na każdym atomowym orbitalnym, którego plecy są przeciwnie skierowane. Może to być symbolicznie obecne w następującym schemacie:
Tak więc maksymalna liczba elektronów na LINT każdej warstwy elektronowej wynosi 2. przy L \u003d 1 (P-Subaraer) jest już trzema różnymi wartościami magnetycznego numeru kwantowego (-1, 0, +1) . W związku z tym. Istnieją trzy orbitale na P-SUD, z których każdy może być zajęty przez nie więcej niż dwie elektrony. Łączna liczba 6 elektronów może pomieścić
Subaraer D (L \u003d 2) składa się z pięciu orbitalnych, odpowiadających pięciu różnych wartości M; Tutaj maksymalna liczba elektronów wynosi 10:
Wreszcie można umieścić 14 elektronów na F-Apel (L \u003d 3); Ogólnie, maksymalna liczba elektronów na pakiecie z orbitalną liczbą kwantową L wynosi 2 (2l + 1).
Pierwszy poziom energii (K-warstwy, n \u003d 1) zawiera tylko S-Subleer, drugi poziom energii (L-warstwy, N \u003d 2) składa się z kłótni S-i P, itp. Biorąc pod uwagę to, wykonamy tabelę maksymalnej liczby elektronów umieszczonych w różnych warstwach elektronicznych (Tabela 2).
Jak pokazano w tabeli. 2 Dane, maksymalna liczba elektronów na każdym poziomie energii wynosi 2N 2, gdzie n jest odpowiednią wartością głównego numeru kwantowego. Tak więc, w warstwie K może być maksymalnie 2 elektronów (2 · 1 2 \u003d 2), w elektronach L - 8 elektronów (2 · 2 2 \u003d 8), w warstwie M - 18 elektronów ( 2 · 3 2 \u003d 18) itd. Należy pamiętać, że otrzymane liczby pokrywa się z liczbą elementów w okresowych okresach okresowych.
Najbardziej stabilny stan elektronu w atomie odpowiada minimalnej możliwej wartości jego energii. Każdy inny stan jest podekscytowanyNiestabilny: Od niego elektron jest spontanicznie poruszający się w stanie z niższą energią. Dlatego, w nieuzasadnionym atomie wodoru (ładunek jądra z \u003d 1) jest jedynym elektronem jest w najniższych możliwych stanach energetycznych, tj. na 1s-supro. Struktura elektroniczna atomu wodoru można składać przez schemat
lub pisz taki: 1s 1 (jeden jest czytany).
Tabela 2. Maksymalna liczba elektronów na poziomach energii atomowej i suplifels
W atomie helu (Z \u003d 2) drugi elektron jest również w stanie 1S. Jego struktura elektroniczna (1S 2 - Przeczytaj "One Es Two") jest przedstawiony przez schemat:
Ten element kończy się wypełnia najbliższą warstwę KERN, a zatem konstrukcja pierwszego okresu systemu elektronów jest zakończona.
W następnym helu elementu - lit (z \u003d 3), trzeci elektron nie może być już umieszczony na orbitach K-warstwy: zaprzeczyłoby to zasady Pauli. Dlatego zajmuje stan S-stan drugiego poziomu energii (L-warstwy, n \u003d 2). Jego struktura elektroniczna jest rejestrowana przez wzorze 1S 2 2S 1, co odpowiada schemacie:
Numer i wzajemny układ komórek kwantowych na ostatnim schemacie pokazują, że 1) elektrony w atomie litowym znajdują się na dwóch poziomach energii, a przede wszystkim składa się z jednego sublayera (1S) i jest w pełni wypełniony; 2) Drugi - poziom zewnętrzny energii odpowiada wyższej energii i składa się z dwóch suplivels (2S i 2P); 3) 2S-Subleer zawiera jedną orbitalną, na której znajduje się jeden elektron znajduje się w atomie litu; 4) 2P-pylon obejmuje trzy energetycznie równoważne orbitalne, co odpowiada wyższej energii niż energia odpowiadająca orbitalu 2S; W unikniętym, 2P orbitalny atom litu pozostaje niezajęcony.
W przyszłości w obwodach elektronicznych określimy tylko nie w pełni zajmowane poziomy energii. Zgodnie z tym strukturą powłoki elektronicznej atomu następnego elementu drugiego okresu - Berylium (Z \u003d 4) - jest wyrażona przez schemat
lub 1S 2 2S 2 formuła. Tak więc, jak w pierwszym okresie, budowa drugiego okresu rozpoczyna się od elementów, w których pojawiają się najpierw elektrony S-Elektrony nowej warstwy elektronicznej. Ze względu na podobieństwo w strukturze zewnętrznej warstwy elektronicznej, takie elementy wykazują wiele wspólnych i we właściwościach chemicznych. Dlatego są zwyczajowo do rodziny ogólnej elementy S..
Elektroniczna struktura atomu następnego elementu berylowego - bor (z \u003d 5) jest przedstawiony przez schemat
i może być wyrażona przez 1S 2 2S 2 2P 1 Formula 1.
Wraz ze wzrostem opłaty za jądro, inna jednostka, tj. Podczas przeprowadzki do węgla (z \u003d 6), liczba elektronów przez 2P-pylony wzrasta do 2: struktura elektroniczna atomu węgla wyrażona jest przez formułę 1S 2 2S 2 2P 2. Jednak ta formuła może odpowiadać dowolnym z trzech schematów:
Zgodnie z schematem (1) oba elektrony 2p w atomie węgla zajmują te same orbitalne, tj. Ich magnetyczne liczby kwantowe są takie same, a kierunki spinów są przeciwne; Schemat (2) oznacza, że \u200b\u200belektrony 2P zajmują różne orbitale (tj. Mają różne wartości M) i mają przeciwnie skierowane plecy; Wreszcie, z schematu (3) wynika, że \u200b\u200bróżne orbitale odpowiadają dwóm 2P elektronom, a spiny tych elektronów są skierowane takie same.
Analiza widma atomowego węgla pokazuje, że jest to ostatni schemat dla niepodadnionego atomu węgla, który odpowiada największej możliwej wartości całkowitego spinów atomu (tzw. Suma spinów wszystkich tych części Atom elektronowy; dla schematów atomów węgla (1) i (2), kwota ta wynosi zero, a schemat (3) jest równy jednemu).
Ta procedura umieszczania elektronów w atomie węgla stanowi specjalny przypadek wyrażonych wzorców ogólnych reguła Hund.: stabilny stan atomu odpowiada takiej rozkładu elektronów w sieci energetycznej, w której wartość bezwzględna całkowitego spin z atomu jest maksymalna.
Należy pamiętać, że zasada Hund nie zakazuje innego rozkładu elektronów w podsumowaniu. Twierdzi, że zrównoważone, tj. niesprawiedliwiony stan, w którym atom ma najniższą możliwą energię; Z dowolną inną dystrybucją elektronów energia atomu będzie większa, więc będzie podekscytowanynietrwały.
Korzystając z zasady Hund, łatwo jest wykonać obwód struktury elektronicznej do atomu elementu elementu - azot (Z \u003d 7):
Ten schemat odpowiada wzorze 1S 2 2S 2 2P 3.
Teraz, gdy każdy z 2R-oribalów jest zajmowany przez jeden elektron, rozpoczyna się umieszczenie parami elektronów na orbitach 2P. Atom tlenu (z \u003d 8) odpowiada formule struktury elektronicznej 1S 2 2S 2P 2 2P 4 i następującemu schemacie:
Pojawi się atom fluoru (Z \u003d 9) inny 2R-elektron. Jego struktura elektroniczna jest wyrażona, dlatego 1S 2 2S 2 2P 5 formuła i schematu:
Wreszcie, w neonowym atomie (Z \u003d 10), wypełnienie końcówki 2P-pakietowe, a tym samym wypełniając drugie poziom energii (L-warstwy) i konstrukcję drugiego okresu systemu elementu.
Zatem, zaczynając od boru (Z \u003d 5) i kończąc się neonem (z \u003d 10), pod-pod-liniodę zewnętrznej warstwy elektronowej; Elementy tej części drugiego okresu odnoszą się zatem do rodziny P-Elements.
Atom sodu (Z \u003d 11) i magnez (Z \u003d 12) jest podobny do pierwszego elementu drugiego okresu - litu i berylium - zawierają jedną lub dwie elektrony w warstwie zewnętrznej. Ich struktura odpowiada wzorom elektronicznym 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 (sodu) i 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 (magnez) oraz następujące schematy:
i 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 Formuła 6.
W ten sposób trzeci okres, jak drugi, zaczyna się od dwóch elementów S, a następnie sześć elementów R. Struktura zewnętrznej warstwy elektronicznej odpowiednich elementów drugiego i trzeciego okresów jest w konsekwencji podobna. Tak więc, przy atomach litu i sodu w zewnętrznej warstwie elektronowej jest jeden S-Electron, w atomach azotu i fosforu - dwa S- i trzy elektrony P, itp. Innymi słowy, ze wzrostem ładunku jądra, struktura elektroniczna zewnętrznych warstw elektronicznych atomów jest okresowo powtarzana. Poniżej zobaczymy, że jest to prawdą dla elementów kolejnych okresów. Dlatego to wynika lokalizacja elementów w układzie okresowym odpowiada elektronicznej strukturze ich atomów. Ale elektroniczna struktura atomów jest określana przez ładunek ich jąder, a z kolei określa właściwości elementów i ich związków. Jest to istotą okresowej uzależnienia od właściwości elementów z opłaty rdzenia ich atomów wyrażonych przez okresowe prawo.
Kontynuuj rozważenie struktury elektronicznej atomów. Zatrzymaliśmy się na atomu Argona, który jest w pełni wypełniony 3S- i 3R-ssie, ale pozostają niezajęte przez wszystkie 3D-SUBLEVELS ORBITAL. Jednakże, następne elementy argonu - potas (z \u003d 19) i wapń (z \u003d 20) - wypełnienie trzeciej warstwy elektronicznej jest tymczasowo zatrzymane, a warstwa czwarta S-SU-SU-Layerna zaczyna się tworzyć: struktura elektroniczna Atom potasu wyraża 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1, Atom wapnia - 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 i następujące schematy:
Powodem tej sekwencji wypełniania elektronicznych urządzeń energetycznych jest następujący. Jak wskazano w § 31, energia elektronowa w wielu atomach elektronów jest określona przez wartości nie tylko głównej, ale także orbitalnej liczby kwantowej. Była również sekwencja lokalizacji kombinezonów energetycznych, która odpowiada wzrostowi energii elektronu. Ta sama sekwencja jest prezentowana na FIG. 22.
Jak pokazano FIG. 22, ziarno 4S charakteryzuje się niższą energią niż 3D Subleer, który jest związany z silniejszym ekranowaniem elektronów D-ELECTON w porównaniu z elektronami S. Zgodnie z tym umieszczenie zewnętrznych elektronów w atomach potasu i wapniach na pylonach 4S odpowiada najbardziej stabilnym stanie tych atomów.
Sekwencja wypełniania atomowych elektronicznych orbitów, w zależności od znaczenia głównych i orbitalnych numerów kwantowych, badano przez sowieckiego naukowca V. M. Klechkovsky, który stwierdził, że energia elektronowa wzrasta, ponieważ suma tych dwóch liczb kwantowych wzrasta, tj. wartości (N + L). Zgodnie z tym sformułowano one jako następująca pozycja (pierwsza zasada Clakovsky): wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego, sekwencyjne wypełnienie orbitałów elektronicznych pochodzi z orbitali o niższej wartości ilości głównych i orbitalnych numerów kwantowych (N + L) do orbitałów o dużej wartości tej kwoty.
Elektroniczna struktura atomów potasu i wapnia odpowiada tej reguły. Rzeczywiście, na orbity 3D (N \u003d 3, L \u003d 2), suma (N + L) wynosi 5, a dla 4S orbitale (N \u003d 4, L \u003d 0) - równa 4. Dlatego też 4S-Sublevels powinny być wypełnione wcześniej niż 3D Subleer, co się dzieje.
Więc atom wapnia wypełnia budowę 4s-suprems. Jednak podczas przełączenia się na następny element - Scandia (Z \u003d 21) - pojawia się pytanie: Która z samionów o tej samej ilości (N + L) - 3D (n \u003d 3, L \u003d 2), 4P (n \u003d 4 , L \u003d 1) lub 5s (n \u003d 5, l \u003d 0) - należy wypełnić? Okazuje się, że o tych samych ilości kwoty (N + L) energia elektronowa jest wyższa, tym większa, tym większa wartość głównej liczby kwantowej n. Dlatego w takich przypadkach określono kolejność wypełniania elektronami kombinezonów energetycznych druga zasada Clekkovsky, W wyniku czego z tymi samymi wartościami kwoty (N + L), wypełnienie orbitalu występuje kolejno w kierunku wzrostu wartości głównej liczby kwantowej n.
Figa. 22. Sekwencja wypełniania elektronicznego pakietu energetycznego w atomie.
Zgodnie z niniejszą zasadą, w przypadku (N + L) \u003d 5, 3D Subleer (N \u003d 3) musi być wypełniony, następnie Subleer 4P (N \u003d 4) i na koniec Subaraer 5S (n \u003d 5) . W atomie Scandium należy rozpocząć wypełnienie orbitytów 3D, więc jego struktura elektroniczna odpowiada wzorze 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 1 4S 2 * i schemat:
Wypełnianie 3D-SUBLEVELS nadal z następującymi elementami Scanda - Titanium, Vanad itp. - i całkowicie kończy się w cynku (z \u003d 30), której struktura atomu wyraża się przez schemat
co odpowiada 1S 2 2 3P 6 3P 6 3S 2 3P 6 34 4S 2 Formula 2.
* W formułach struktury elektronicznej jest zwyczajowa, aby najpierw sekwencyjnie rejestrować wszystkie państwa o tej wartości N, a następnie przenieść się do państw o \u200b\u200bwyższej wartości n. Dlatego procedura rejestracyjna nie zawsze pokrywa się z procedurą wypełniania energii. W ten sposób, w zapisie elektronicznej formuły atomu skadium, 3D Subleer został wcześniej umieszczony wcześniej niż podajemnik 4S, chociaż te przystawy są wypełnione w odwrotnej kolejności.
Dziesięć D-Elements, zaczynając od skandum i kończących się cynkiem, należy do elementów przejściowych. Cecha konstrukcji elektronicznych skorup tych elementów w porównaniu z poprzednimi (elementami S- i P) jest to, że podczas przełączania na każdy kolejny element D nowy elektron nie pojawia się w zewnętrznym (n \u003d 4), ale w drugi zewnętrzny warstwa elektroniczna (n \u003d 3). W związku z tym ważne jest, aby pamiętać, że właściwości chemiczne elementów są przede wszystkim określone przez strukturę zewnętrznej warstwy elektronowej ich atomów i tylko do mniejszego stopnia zależy od struktury poprzedzających (wewnętrznych) warstw elektronicznych. Przy atomach wszystkich elementów przejściowych zewnętrzna warstwa elektronowa jest utworzona przez dwie elektrony *; Dlatego właściwości chemiczne elementów D ze wzrostem numeru atomowego są zmieniane nie tak ostre jak właściwości elementów S i P. Wszystkie elementy D należą do metali, a wypełnienie zewnętrznego P-Subbareera prowadzi do przejścia z metalu do typowej non-metalli i wreszcie do gazu szlachetnego.
Po wypełnieniu elektronów 3D-Sublayer (N \u003d 3, L \u003d 2), zgodnie z drugą zasadą urzędnika, zajmować ziarno 4P (n \u003d 4, L \u003d 1), zmieniając w ten sposób konstrukcję N-warstwy . Proces ten zaczyna się na atomie galu (z \u003d 31) i kończy w atomu kryptona (z \u003d 36), której struktura elektronowa jest wyrażona przez 1S 2 2 2P 6 3S 2 34 4S 2 4P 6 Formula 2. Podobnie jak atomy poprzednich gazów szlachetnych - neon i argonu, atom kryptona charakteryzuje się zewnętrzną strukturą elektronową warstwy NS 2NP6, gdzie n jest głównym numerem kwantowym (Neon - 2S 2 2P 6, argon - 3S 2 3P 6, Argon - 3s 2 3P 6 , Crypton - 4s 2 4p 6).
Począwszy od Rubidia, wypełnione 5s-Sublevels; Odpowiada to również drugą zasadę Clachkovsky. W atomie rubidium (z \u003d 37) struktura z jednym elektronem S w zewnętrznej warstwie elektronicznej pojawia się w metalu alkalicznym. Tak więc rozpoczyna się budowa nowego piątego - okresu elementów. Jednocześnie, jak przy konstruowaniu czwartego okresu pozostaje niewypełniony przez d-subayer warstwy elektronicznej antysominy. Przypomnijmy, że w czwartej warstwie elektronicznej jest już f-subobline, których wypełnienia w piątym okresie nie występują również.
W atomie strontu (z \u003d 38), 5S 5S zajmuje się dwoma elektronami, po czym napełnianie 4D jest napełniane, więc następujące dziesięć elementów - z Yttrium (Z \u003d 39) do kadmu (z \u003d 48) - należą do Przejściowe elementy D. Następnie sześć p-Elements znajduje się z Indii do szlachetnego gazu Xenon, który uzupełnia piąty okres. Tak więc czwarte i piąte okresy w ich strukturze są dość podobne.
* Istnieją elementy D (na przykład chrom, molibdenu, elementy podgrupy miedzi), przy atomach, z których w zewnętrznej warstwie elektronicznej znajduje się tylko jeden elektron elektroniczny. Przyczyny tych odchyleń z "normalnego" kolejności wypełniania elektronicznych obiektów energetycznych są uwzględnione pod koniec akapitu.
Szósty okres, podobnie jak poprzednie, zaczyna się od dwóch elementów S (cezu i baru), co kończy wypełnienie orbitali z kwotą (N + L), równą 6. Teraz, zgodnie z zasadami Clakovsky, Sublayer 4F (N \u003d 4, musi być wypełniony. L \u003d 3) z sumą (N + L), równą 7b i najmniejszą możliwą wartością głównego numeru kwantowego. W rzeczywistości Lanthan (Z \u003d 57), zlokalizowany natychmiast po baru, nie pojawia się 4F, ale elektronu 5D, tak że jego struktura elektroniczna odpowiada wzorze 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. Jednakże konstrukcja elementu Cerium (Z \u003d 58) jest naprawdę zaczyna budować Subleer 16F, na którym jedyny elektron 5d, rozszerzony w atomie Lanthan; Zgodnie z tym strukturą elektroniczną atomu ceru wyraża się przez 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 6 6S 2. Tak więc rekolekcja z drugiej zasady Clekkovsky, która ma miejsce w Lanthan, jest tymczasowy: począwszy od Cerium, konsekwentnie wypełniając wszystkie orbitale 4F-SULEVEL. Czternaście lat lantanidów znajdujących się w tej części szóstego okresu należą do elementów F i są blisko właściwości do Lanthana. Charakterystyczną cechą konstruowania elektronicznych skorup ich atomów jest to, że w przejściu do kolejnego elementu F nowego elektronu zajmuje w zewnętrznym (n \u003d 6), a nie w poprzednim (n \u003d 5), ale jeszcze bardziej głęboko Znajduje się trzecią zewnętrzną warstwę elektroniczną (n \u003d 4).
Ze względu na brak atomów lantanikowych istnieją znaczące różnice w strukturze zewnętrznych i udawanych warstw elektronicznych, wszystkie lantaniki wykazują wielką podobieństwa w właściwościach chemicznych.
Wypełnienie apartamentu 5D, rozpoczęte w Lanthanowi, jest wznowione w Hafnia (Z \u003d 72) i kończy się w Mercury (Z \u003d 80). Po tym, jak w poprzednich okresach, znajduje się sześć p-elementów. Oto konstrukcja 6P SULEVEL: zaczyna się od tallium (z \u003d 81) i kończy się w gazie szlachetnym radonu (z \u003d 86), co kończy szósty okres.
Siódmy, podczas gdy niedokończony okres systemu elementu jest zbudowany podobnie do szóstego. Po dwóch elementach S (Francja i radium) i jeden element D (działający) znajdują się tutaj 14 elementów f, których właściwości wykazują znaną bliskość właściwości aktorium. Elementy te, począwszy od toru (Z \u003d 90) i kończącym elementem 103, są zazwyczaj łączone pod ogólną nazwą aktinoidów. Wśród nich - Mendeli (Z \u003d 101), sztucznie uzyskane przez amerykańscy fizycy w 1955 r. I nazwany na cześć D. I. Mendeleev. Bezpośrednio za aktinoidami jest Kurchatov (z \u003d 104) i element 105. Oba te elementy są sztucznie uzyskane przez grupę naukowców prowadzonych przez akademijskie N. Flerov; Należą do elementów D i są uzupełniane przez znaną część okresowego systemu elementów.
Dystrybucja elektronów według poziomów energii (warstwy) w atomach wszystkich znanych elementów chemicznych podano w okresowym układzie elementów umieszczonych na początku książki.
Sekwencja wypełniania elektronami przez elektrony poziomów energii i pod atomami jest schematycznie reprezentowany na FIG. 23, wyrażając graficznie reguły Claczovsky. Napełnianie pochodzi z mniejszych wartości sum (N + L) do dużej w kolejności określonej przez strzałki. Łatwo jest zauważyć, że sekwencja ta zbiega się z sekwencją wypełniania orbitałów atomowych pokazanych na FIG. 22.
Figa. 23. Schemat sekwencji napełniania filtr energii elektronowej w atomie.
Figa. 24. Zależność energii elektronów 4F i 5D z ładunku zerowego Z.
Należy pamiętać, że ostatni schemat (jak również zasady Clekkovsky) nie odzwierciedlają prywatnych cech elektronicznych struktury atomów niektórych elementów. Na przykład, w przejściu z atomu niklu (z \u003d 28) do atomu miedzianego (Z \u003d 29), liczba elektronów 3D rośnie, nie jeden, ale jednocześnie na dwie koszty "Slipping" jednego 4S elektronów do Subbareera 3D. W ten sposób struktura elektroniczna atomu miedziana jest wyrażona w wzorze 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 1. Podobny "Spock" elektronu z zewnętrznego S-Sillera poprzedniej warstwy występuje w atomach analogów miedzi - srebra i złota. Zjawisko to wiąże się ze zwiększoną stabilnością energetyczną struktur elektronicznych, które spełniają w pełni zaangażowane w Subcoins Energy (patrz § 34). Przejście elektronowe w miedzianym atomie z 4S Sublevel na Subbarze 3D (i podobne przejścia w srebrnych atomach) prowadzi do tworzenia się w pełni wypełnionego D-Subleer i dlatego okazuje się energicznie korzystne.
Jak pokazano w § 34, konfiguracje elektroniczne o dokładnie wypełnionych samobójstwem (na przykład struktury zawierające trzy elektrony P w zewnętrznej warstwie, pięć D-elektronów w warstwie na zawsze lub sieci f-elektronów w jeszcze więcej głęboko położona warstwa). Wyjaśnia to "Squad" jednego 4S Elektrola w atomie chromu (Z \u003d 24) na 3d-kolence, w wyniku którego atom chromu nabywa stałą strukturę elektroniczną (1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4s 1) Dokładnie połowa wypełniona Subbarzy 3D; Podobny okres 5s elektrola na 4d-pylonie występuje w atomie molibdenu (Z \u003d 42).
Wyżej wymienione naruszenia "normalnego" porządku wypełniania stanów energetycznych w atomach lantanowych (pojawienie się elektronów 5d-, a nie 4F) i cer (pojawienie się dwóch elektronów 4F na raz) i podobne cechy Budowa elektronicznych struktur atomów o siódmym elementach okresowych jest wyjaśniona w następujący sposób. Wraz ze wzrostem obciążenia jądra, przyciąganie elektrostatyczne do rdzenia elektronowego, który jest w tym powietrzu energii, staje się silniejszy, a energia elektronów maleje.
Jednocześnie energia elektronów, które znajdują się na różnych wytworach, zmienia nierówne, ponieważ w odniesieniu do tych elektronów ładunek jądra jest ekranowany do różnych stopni. W szczególności energia elektronów 4F zmniejsza się wraz z zwiększeniem ładunku jądra bardziej dramatycznie niż energia elektronów 5D (patrz rys. 24). Dlatego okazuje się, że Lanthanne (Z \u003d 57) energia elektronów 5D jest niższa, a cer (z \u003d 58) jest wyższa niż energia elektronów 4F. Zgodnie z tym elektronem, który był w Lantanowi na Superer 5D, przesuwa się do Cerium do Subararera 4F.
| <<< Назад
|
Naprzód \u003e\u003e\u003e. |
W atomach według stanów
Jeśli identyczne cząstki mają takie same numery kwantowe, funkcja fali jest symetryczna w stosunku do permutacji cząstek. Wynika z tego, że dwie identyczne fermiona zawarte w jednym systemie nie może być w tych samych stanach, ponieważ dla Fermions funkcja fal musi być antysymetryczna. Podsumowując Doświadczone dane, V. Pauli sformułował zasadę, zgodnie z którą systemy Fermion stwierdzono tylko w warunkach opisanych przez funkcje fali antysymetrycznej (formulacja kwantowa-mechaniczna zasady Pauli).
Z tej sytuacji istnieje prostsza sformułowanie zasady Pauli, która została wprowadzona do teorii kwantowej (1925) przed budową mechaniką kwantową: w systemie identycznych fermów, wszelkie dwa z nich nie mogą być jednocześnie w takim samym stanie. Należy pamiętać, że liczba bozonów jednokrotnych w tym samym stanie nie jest ograniczona.
Przypomnijmy, że stan elektronu w atomie jest wyjątkowo określony przez zestaw czterech liczb kwantowych:
główny N (n \u003d 1, 2, 3, ...),
orbitalny l. (l. \u003d 0, 1, 2, ..., N-1),
magnetic M. L.(M. L. = - l., .... - 1, 0, +1, ..., + l.),
spin magnetyczny (m S \u003d + 1/2, - 1/2).
Dystrybucja elektronów w atomu obeys zasada Pauli, który może być stosowany w prostym preparacie: w tym samym atomie może być nie więcej niż jeden elektron z tym samym zestawem czterech ilości kwantowych n , L,m. L.i m s, t. mi.
gdzie z (n, L., M. L., M S) - liczba elektronów w stanie kwantowym, opisana przez zestaw czterech liczb kwantowych: n , L,m. L., M s. W drodze zasada Pauli twierdzi, że dwie elektrony związane z tym samym atomem różnią się wartościami co najmniej jednego numeru kwantowego.
Według wzoru (223,8), to N interfejsy 2 różne stany, które różnią się wartościami l. oraz m. L.. Numer kwantowy M. , może zająć tylko dwie wartości (± 1/2).
Dlatego maksymalna liczba elektronów w stanach określona przez ten główny numer kwantowy jest równy
Połączenie elektronów w atomu multi-Elektrono ma tę samą główną liczbę kwantową n , zwana powłoką elektroniczną. W każdej z muszli elektrony są dystrybuowane na podwładnikach odpowiadających temu l.. Odkąd Liczba elektronów na przedmieściach określa się za pomocą liczb kwantowych spin magnetycznych i magnetycznych: maksymalna liczba elektronów w łodzi podwodnej z danymi l. Równy 2 (2 l. + 1). W tabeli przedstawiono oznaczenia skorup, jak również dystrybucja elektronów przez skorupy i podkomysy. 6.
Tabela 6.
Okresowy system elementów
Mendeleev.
Zasada Powli leżąca bazowa systematyka napełniania państw elektronów w atomach pozwala wyjaśnić okresowy system pierwiastków D. I. Mendeleeev (1869) - prawo podstawowenatura, która jest podstawą nowoczesnej chemii, fizyki atomowej i jądrowej.
D. I. MendeleeV wprowadził koncepcję numeru sekwencji elementu z chemicznego Z równy liczbie protonów w jądrze i odpowiednio, całkowitą liczbę elektronów w powłoce elektronowej atomu. Poprzez umieszczenie elementów chemicznych jako liczby porządkowe, otrzymała częstotliwość w zmianie właściwości chemicznych elementów. Jednak dla tych znanych w tym czasie 64 elementy chemiczne, niektóre komórki stołowe okazały się puste, ponieważ elementy odpowiadające im (na przykład, GA, SE, GE) nie były jeszcze znane. D. I. Mendeleev, dlatego nie tylko ustawili dobrze znane elementy, ale także przewidywały istnienie nowych, jeszcze otwartych elementów i ich podstawowych właściwości. Ponadto D. I. Mendeleev udało się wyjaśnić masy atomowe niektórych elementów. Na przykład, ciężary atomowe i U, obliczone na podstawie tabeli MendeleEV, okazały się poprawne i uprzednio uzyskane eksperymentalnie błędne.
Ponieważ chemiczna i niektóre właściwości fizyczne elementów są wyjaśnione przez elektrony zewnętrzne (Valence) w atomach, częstotliwość właściwości elementów chemicznych powinna być związana z pewną okresową w lokalizacji elektronów w atomach. Dlatego wyjaśnić tabelę, zakładamy, że każdy kolejny element jest utworzony z poprzedniego dodawania do jądra jednego protonu i, zgodnie z dodaniem jednego elektronu w osłonce elektronowej atomu. Zaniedbanie interakcji elektronowej, przynosząc w razie potrzeby, odpowiednie poprawki. Rozważ atomy elementów chemicznych, które są głównie stanami.
Jedynym elektronem atomu wodoru znajduje się w stanie 1S. , charakteryzuje się liczbami kwantowymi n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0 i m s \u003d ± 1/2 (orientacja jego pleców jest arbitralna). Oba atom elektronów nie są w 1S , ale z anty-równoległym orientacją odniesienia. Konfiguracja elektroniczna dla atomu nie jest zapisana jako 1s 2 (dwa elektrony 1S). Atom nie kończy wypełnienia powłoki K, która odpowiada ukończeniu pierwszego okresu układu okresowego Elementów MendeleEV (Tabela 7).
Trzeci elektronatu Atom Li (Z \u003d 3), zgodnie z zasadą Pauli, nie można już umieścić w całkowicie wypełnionym skorupce i zajmuje najniższy stan energii z N \u003d 2 (L-Shell), tj 2S-stan. Konfiguracja elektroniczna dla Atom Li: 1s 2 2s. Li rozpoczyna drugi okres okresowego układu elementów. Czwarty elektronów B (z \u003d 4) kończy napełnianie podwodną 2s. Następujące sześć elementów z In (2 \u003d 5) do NE (Z \u003d 10) napełniają podwodną 2P (Tabela 7). Okres II układu okresowego kończy się neonem - obojętnym gazem, dla którego podwodna jest wypełniona 2rzelikem.
Jedenastego elektronu na (Z \u003d 11) umieszcza się na skorupce M (n \u003d 3), zajmując najniższy stan 3s. Konfiguracja elektroniczna ma wygląd 1S 2 2S 2 2P 6 3 3S-Electron (jak również Jako 2S Elsctrone Li) jest zatem elektronem Valence, właściwościami optycznymi NA są podobne do właściwości LI. Dzięki Z \u003d 12 istnieje spójne napełnianie powłoki M. AG (Z \u003d 18) okazuje się być podobny do NE: w jego zewnętrznej powłoki, wszystkie stany S- i P są wypełnione. Ach jest obojętny chemicznie i kończy III okres układu okresowego.
Dziewiętnastego elektronu K (Z \u003d 19) musiałby wziąć stan ZD w skorupce M. Jednak w stosunkach optycznych i w stosunkach chemicznych atom podobny do ATOM LI i Na, który ma zewnętrzny elektron Valence w stanie S. W związku z tym 19th 19th Valence Electron K powinien być również w stanie S, ale może to być tylko stan nowej powłoki (N-Shell), tj. Wypełnienie N-Shell dla K zaczyna się od pustego M -muszla. Oznacza to, że w wyniku interakcji elektronów, stan n \u003d 4, l.\u003d 0 i mniej energii niż stan n \u003d 3, l.\u003d Właściwości spektroskopowe i chemiczne CA (z \u003d 20) pokazują, że jego 20. elektron jest również w stanie 4S powłoki N W kolejnych elementach, powłoka M jest wypełnia (z SC (Z \u003d 21) do Zn (Z \u003d 30)). Następna N-Shell jest wypełniona do kg (z \u003d 36), która ponownie, jak w przypadku NE i AG, S - a stan P-stan zewnętrznej powłoki jest pełny całkowicie. Crypton kończy okres IV systemu okresowego. Podobne argumenty mają zastosowanie do innych elementów tabeli MendeleEV, jednak dane te można znaleźć w książkach referencyjnych. Należy pamiętać, że początkowe elementy kolejnych okresów RB, CS, FR są metali alkalicznych, a ich ostatni elektron jest w stanie S. Ponadto atomy gazów obojętnych (nie, Ne, w, kg, x, rn) zajmują specjalną pozycję w tabeli - w każdym z nich S- i P-Status zewnętrznej skorupy są w pełni wypełnione, a następny okresowy okresy okresowe są zakończone.
| NA | Z. | Element | K. | L. | M. | N. | Kropka | 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. | IV. | K ca sc ti v cr mn fe co ni | - - | ||||||||||||||||||||||
| III. | Na vg al si p s cl ar | Cu n ga jak se br kr |
Tabela 7.
Każda z dwóch grup elementów - lantanidów (z Lanthan (z \u003d 57) do lutowania (Z \u003d 71)) i Actinides (z Actinia (Z \u003d 89) do Laurerencia (Z \u003d 103)) - musisz umieścić w jednym Stół komórkowy, tak jak właściwości chemiczne elementów w tych grupach są bardzo blisko. Jest to wyjaśnione przez fakt, że do lantanididów wypełniających okręt podwodny, który może zawierać 14 elektronów, zaczyna się dopiero po w pełni wypełnionych łodzi podwodnych 5P i 6S . Dlatego dla tych elementów, zewnętrzna powłoka P (6S 2) okazuje się być taka sama. Podobnie, to samo dla Actinides jest q-Shell (7S 2).
Tak więc okresowość w właściwościach chemicznych elementów jest rozszerzalny w właściwościach chemicznych elementów w strukturze zewnętrznych skorup w atomach powiązanych elementów. W ten sposób gazy obojętne mają taką samą zewnętrzną skorupę 8 elektronów (wypełnione państwami S-i P); W zewnętrznej skorupie metali alkalicznych (Li, Na, K, RB, CS, FR) jest tylko jeden S-Electron; W zewnętrznej skorupce metali ziem alkalicznych (be, mg, ca, sr, ba, ra) Istnieją dwa elektrony; HALOIDS (F, C1, VG, I, AT) mają zewnętrzne skorupy, w których brakuje jednego elektronu do powłoki gazowej obojętnej itp.
Widma rentgenowskie
Duża rola w ustaleniu struktury atomu, a mianowicie dystrybucję elektronów przez skorupy, grane promieniowanie, otworzyło się w 1895 r. Przez niemieckiego fizyka V. X-ray (1845-1923) i zwany X-ray. Najczęstszym źródłem promieniowania rentgenowskiego jest rurą rentgenowską, w której elektrony są wysoce przyspieszane przez pola elektryczne bombardować anodę (metalowy cel metali ciężkich, takich jak W lub PT), testując na nim ostre hamowanie. Jednocześnie występuje promieniowanie rentgenowskie, które są falami elektromagnetycznymi o długości fali około 10 12 -10 -8 m. Fala promieniowania rentgenowskiego jest udowodniona przez eksperymenty na jego dyfrakcji, omówione w § 182 r.
Badanie składu spektralnego promieniowania rentgenowskiego pokazuje, że jego widmo ma kompleksową strukturę (rys. 306) i zależy od energii elektronowej, jak i materiału anodowego. Spectrum jest nałożeniem solidnego widma ograniczonego przez krótkie długości fali przez pewną granicę L min, zwaną granicą spektrum stałego, a spektrum linii - zestaw poszczególnych linii pojawiających się na tle solidnego widma.
Badania wykazały, że charakter solidnego widma jest całkowicie niezależny od materiału anody, ale jest określona tylko przez energię bombardowej anody elektronów. Szczegółowe badanie właściwości tego promieniowania wykazało, że emitowany jest przez bombardowanie anody przez elektrony w wyniku ich hamowania podczas interakcji z atomami docelowymi. Solidne spektrum rentgenowskie jest zatem nazywane widmem hamulca. Wniosek ten jest harmonii z klasyczną teorią promieniowania, ponieważ podczas hamowania ruchomych ładunków, promieniowanie o stałym widmieniu powinno naprawdę nastąpić.
Jednak z klasycznej teorii nie stosuje się do istnienia limitu krótkiego falowego widma. Z eksperymentów wynika, że \u200b\u200bim większa energia kinetyczna elektronów powoduje hamowanie promieniowania rentgenowskiego, tym mniej l min. Ta okoliczność, a także obecność samej granicy, wyjaśnia teorię kwantową. Jest oczywiste, że energia limitu kwantowego odpowiada tym przypadku hamowania, w której wszystkie kinetyczne energię elektronów przechodzi do energii kwantowej, tj.
gdzie U jest różnicą potencjału, na koszt, którego elektron jest zgłaszany do energii E max, V Max - częstotliwość odpowiadająca granice stałego widma. Stąd graniczną długość fali
co w pełni spełnia dane eksperymentalne. Pomiar granicy spektrum ciała rentgenowskiego, zgodnie z wzorem (229.1), można określić wartość eksperymentalną stałej deski h,który dokładnie zbiega się z nowoczesnymi danymi.
Dzięki wystarczająco dużą energię bombardowania anody elektronów na tle solidnego widma pojawiają się oddzielne ostre linie - widmo spacerowane, określone przez materiał anodowy i zwany charakterystycznym widma rentgenowskim (promieniowanie).
W porównaniu z widmami optycznych charakterystyczne widma rentgenowskie elementów są całkowicie tego samego typu i składa się z kilku epizodów, oznaczonych, L, M, N i O . Każda seria, z kolei, zawiera mały zestaw poszczególnych linii oznaczonych w malejącym kolejności długości fal przez indeksy A, B, G ... (do A, do B, do G, .... L A, L B, L G ,. ..). Podczas poruszania się z lekkich elementów do ciężkiej, charakterystyczna struktura widma nie zmieni się, tylko całe spektrum przesuwa się w kierunku krótkich fal. Specyfika tych widm jest to, że atomy każdego elementu chemicznego, niezależnie od tego, czy są w stanie wolnym, albo są włączone do związku chemicznego, mają pewne charakterystyczne promieniowanie nieodłączne w tym elemencie. Jeśli więc anoda składa się z kilku elementów, a następnie charakterystyczne promieniowanie rentgenowskie jest nałożenie widm tych elementów.
Rozważanie struktury i cech charakterystycznych widm rentgenowskich prowadzi do wniosku, że ich wystąpienie wiąże się z procesami występującymi w wewnętrznych, wbudowanych elektronicznych skorupach atomów, które mają podobną strukturę.
Przeanalizujemy mechanizm wystąpienia serii rentgenowskiej, która jest schematycznie pokazana na FIG. 307.
Załóżmy, że pod wpływem zewnętrznego elektronu lub wysokiej energii fotonu, jeden z dwóch elektronów skorupy IT atomu jest uszkodzony. Następnie elektron może zostać przeniesiony do jego miejsca z bardziej usuniętymi skorupami L, M, N, .... Takie przejścia towarzyszy emisję Quanta X-Ray i występowanie linii widmowych serii K: do A (L ®K), do B (M® K), do G (N®K) itp. Długotrwała linia K-Series jest linią do . Częstotliwości linii wzrastają w wierszu do ®K b ®k G, ponieważ energia uwalniana podczas przejścia elektronu do powłoki K z większą liczbą skorup. Wręcz przeciwnie, intensywność linii w rzędzie do ®KB ®K G zmniejsza się, ponieważ prawdopodobieństwo przejścia elektronów z powłoki L na skorupie K jest większe niż w przypadku bardziej zdalnych powłok M i N. K- Szkicowanie z koniecznością innej serii, ponieważ wytłaczanie linii pojawia się wakaty w skorupach L, M, ..., które zostaną wypełnione elektronami znajdującymi się na wyższych poziomach.
Podobnie istnieją inne serie, jednak tylko dla ciężkich elementów. Rozważane charakterystyczne linie promieniowania mogą mieć cienką strukturę, ponieważ poziomy określone przez główną liczbę kwantową są rozszczepiane zgodnie z wartościami numery kwantowymi orbitalnymi i magnetycznymi.
Eksplorowanie widma rentgenowskie elementów, angielski fizyk MOSLI (1887-1915) z 1913 r. Wskaźnik, zwany prawem MOSLI:
(229.2)
gdzie V jest częstotliwością odpowiadającą tej linii charakterystycznego promieniowania rentgenowskiego, R-Constant Readberg, osłony S-Stałej, M \u003d 1,2, 3, ... (określa serię rentgenowskie), NIMS wartości liczb całkowitych Od +1 (określa oddzielną linię wartości odpowiedniej serii). Prawo MosLos (229,2) jest podobne do uogólnionej wzoru baldmera (209,3) dla atomu wodoru.
Znaczenie stałego ekranowania jest to, że elektron, który dokonuje przejścia odpowiadającego jakimś piniowcemu, jest nieprawidłowy Ze.i opłata (Z - s) e , osłabiony przez efekt ekranujący innych elektronów. Na przykład dla a-line s = 1, a prawo MOSLOS zostanie zapisane w formie
Główny numer kwantowy, N -określa energię elektronową i wielkość orbitałów elektronicznych, otrzymuje dyskretne wartości:
n. = 1, 2, 3, 4, 5, . . . . . , +∞.
Energia elektronowa zależy od odległości między elektronem a jądrem: elektron jest bliżej, tym mniej energii zdefiniowanej jako MI. \u003d -13,6, ev, gdzie n. - główny numer kwantowy.
Elektrony w atomie mogą być tylko w zdefiniowane stany kwantowe.to odpowiada konkretnywartości jego energii komunikacyjnej z jądro. Przejście elektronowe z jednego stanu kwantowego do drugiego jest podłączony z hoppingiem. Zmiana energii. Dlatego poziomy energii i komunikacja energetyczna z głównym numerem kwantowym n. można składać przez schemat (rys. 2.1).
 |
Figa. 2.1.. Diagram poziomu energii i połączenie energetyczne
z głównym numerem kwantowym
W ten sposób, n. Charakteryzuje elektron należący do jednego lub innego poziomu energii, a odpowiednio, rozmiar orbitalu.
Numer kwantowy orbitalny, ℓ n(ℓ ) określa formę orbitalnej (bardziej precyzyjniej symetrii), charakteryzuje składnik obrotowy ruchu elektronowego. Różną formę chmur elektronów jest spowodowany zmianą energii elektronowej w ramach jednego poziomu energii, to znaczy rozłupanie go na stoku.
Chmura elektroniczna jest reprezentowana na różne sposoby, ale częściej powierzchnia graniczna Większość chmur znajduje się (~ 95%).
Numer kwantowy orbitalny może się różnić w ramach: ℓ N. = 0, 1, . . . , (n. – 1), Gdzie n. - główny numer kwantowy. Oprócz wartości liczbowych możliwe jest alfabetyczne oznaczenie orbitalnego numeru kwantowego: s, p, d, f . Jeśli wiążysz wartość liczbową numeru cytatu orbitalnego z literą i obrazem przestrzennym, informacje zostaną przedstawione jako tabela (tabela 2.2). Sferyczna forma chmury elektronicznej charakteryzuje się minimalną wartością energii ( ℓ N. \u003d 0), a ta chmura jest wskazana jako s. -Wyzgowy itp.
Tabela 2.2.
Wartości numery kwantowej orbitalnej i
przestrzenny obraz orbitalu
| Obraz orbitalu |  |   | ||
| Wartość ℓ N. | ||||
| Notacja literowa | s. | p. | rE. | fA. |
Oczywiście z tym n. Numer kwantowy orbitalny wymaga wielu wartości, tj. W ramach jednego poziomu energii możliwe jest obecność różnych form orbitałów. Relacja z orbital i głównych numerów kwantowych jest prezentowana
 |
Diagram energii (Rys. 2.2).
Figa. 2.2.Schemat energii o poziomach i suplivels w atomach multielektronicznych (relacja z orbital i głównych numerów kwantowych)
Dla pierwszego poziomu energii możliwe jest jedyna wartość. ℓ N. i to jest zero, tj. Forma orbity jest sferyczna. Aby odnosić się do stanu elektronu, dla którego n.\u003d 1 I. ℓ N. \u003d 0, używany rekord 1 s. (Tabela 2.3).
Z przejściem do drugiego poziomu energii ( n.=2), ℓ N. Wartości 0 i 1, dlatego może być możliwe status 2. s. i 2. p.; Doszliśmy do wniosku o możliwości istnienia dwóch rodzajów form orbitalskich itp.
Tabela 2.3.
Wartość i relacja numerów orbitalnych i głównych kwantowych, wyznaczanie sublivels
| Nr poziomu | N. | Wartość ℓ N. | Wyznaczenie wścibskiego |
| JA. | n.=1 | 1 s. | |
| II. | n.=2 | 2 s. 2 p. | |
| III. | n.=3 | 3 s. 3 p. 3 rE. | |
| IV. | n.=4 | 4 s. 4 p. 4 rE. 4 fA. |
Tak więc różne wartości ℓ N. w atomach multielektronicznych charakteryzują one kombinezony energetyczne na każdym poziomie energii i energii s. -, p. -, rE. -, fA. - Sublevel konsekwentnie wzrasta.
Ilość pasji na tym poziomie odpowiada numerowi poziomu. Każdy kolejny poziom zawiera wszelkiego rodzaju rodzaje Supreme Plus One.
Magnetyczny numer kwantowy, m ℓ, charakteryzuje orientację przestrzenną chmur elektronicznych (określa wartość projekcji momentu orbitalnego ilości ruchu w wybranym kierunku).
Magnetyczny numer kwantowy m ℓ. Dla danego znaczenia ℓ N. przyjmuje zestaw wartości – ℓ N., ... ,0, …, + ℓ N.. Te. Specyficzna forma chmury elektronicznej jest orbital, w przestrzeni zorientowanej w określony sposób.
Dla ℓ N. \u003d 0, forma kulisty orbitalnych ( s.- Sorbital) iw przestrzeni może być zorientowany jedynym sposobem, zatem moduł magnetyczny numer kwantowy M ℓ. może wziąć jedyną wartość równą 0.
Lokalizacja chmury elektronicznej Dumbbell ( p-orbital) w przestrzeni jest możliwe na trzy sposoby, dlatego magnetyczny numer kwantowy m ℓ. może wziąć trzy wartości równe -1; 0; +1.
Przyjmowanie symbolu orbitalu, związek między ℓ N. i M ℓ. możesz pokazać w formie stołu. 2.4.
Tabela 2.4.
Dystrybucja orbitałów na suplivels
| ℓ N. | m ℓ. | Liczba orbitałów |
| 0 (s.) | 1 | |
| 1 (p.) | -1 0 +1 | 3 |
| 2 (rE.) | -2 -1 0 +1 +2 |  5
|
| 3 (fA.) | -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 | 7 |
Z stołu jest jasne s.-provine ma jedną orbitalną, p.-Provers - trzy orbitale, rE.-Provine - pięć orbitali, fA.-Provine ma siedem orbitałów (rys. 2.3). Każda z takich orbitalnych charakteryzuje się pewną kombinacją liczb kwantowych. n, ℓ n i m ℓ.
 |
Figa. 2.3.. Schemat energii o poziomach i suplifelach w atomach multielektronicznych (relacja głównych, orbitalnych i magnetycznych numerów kwantowych)
Obróć numer kwantowy, m s.Elektron ma swój własny moment magnetyczny z powodu pleców. Projekcja w przestrzeni może mieć znak pozytywny lub negatywny. Jeśli elektron jest wskazany , wartość sM. =+½. Jeśli elektron jest wskazany ↓ następnie wartość sM. = – ½.
Zatem połączenie położenia elektronu w atomie charakteryzuje się pewnymi wartościami numerów kwantowych. Określają wirową, energię elektronową, objętość i formę przestrzeni w pobliżu jądra, w którym jego pobyt jest prawdopodobny.
Na przykład, Elektron pokazany poniżej charakteryzuje się następującym zestawem numerów kwantowych: n. = 5; ℓ N. =3; m ℓ. = -1; sM. = – ½.
 |
Te. Ten elektron znajduje się na 5 poziomach energii, rE. -Porajna. Elektron zajmuje drugą orbitalną i jest oznaczony ↓.
W przejściu atomu z jednego stanu kwantowego do drugiego, nastąpiła regulację chmury elektronicznej, co oznacza, że \u200b\u200bwartości liczb kwantowych są zmieniane:
Stan elektronów w atomie jest odpowiedzialny zasada Powli:w atomu nie może być dwóch elektronów, które byłyby takie same wszystkie cztery numery kwantowe. Zasada Pauli ogranicza liczbę elektronów posiadających pewną wartość głównego numeru kwantowego n. : Jeśli n.\u003d 1, liczba elektronów wynosi 2; Jeśli n.\u003d 2, liczba elektronów 8 itd. Dlatego dwa elektrony mogą zajmować jedną orbitalną, jeśli mają przeciwne obroty. Nazywane są dwa elektrony znajdujące się na tych samych orbitach sparowany. Sparnoelecektrony znajdują się elektrony z naprzeciwko (przeciw rówdotnie równolegle).
Wypełniając energię, obserwuje się zasada Hund: W tym supro elektrony stara się zajmować stany energetyczne w taki sposób, że całkowity spin byłby maksymalny.
na przykład, Atom 6 s elektrony Valence to: 2 s. 2 2p. 2. Definiujemy, w jakiej lokalizacji elektronów p-słodcy spełniają stan zrównoważony. Według tego, zgodnie z reguła Hund. oblicz wartość bezwzględną całkowitego spin do dwóch opcji lokalizacji pokazanych poniżej elektronów.
|
|
W przypadku ale | 1/2 - 1/2 | \u003d 0 I. b. |1/2 + 1/2| = 1.
Maksymalna wartość wartości całkowitego spin charakteryzuje się stanem B, to jest to, że odpowiada stanowi stały stan atomu 6 C.
- Numer: Motyw lekcji: Numery kwantowe. Zasada Powli, reguła Gund, Reguły Clakovsky. Wyzwania rozliczeniowe (definicja struktury atomów elementów chemicznych. Umieszczanie elektronów według poziomów energii i orbitały, elektroniczne konfiguracje atomów i jonów). Celem lekcji: utworzenie studentów na strukturę powłoki elektronicznej atomu na przykładzie elementów chemicznych 1-3 okresowych okresów systemowych okresowych. Zabezpieczyć koncepcje "prawu okresowego" i "system okresowy".
1. Zasada Powli. W atomie, nie może być dwóch elektronów, w których wartości wszystkich numerów kwantowych (N, L, M, S) byłyby takie same, tj. Każda orbitalizacja może zawierać nie więcej niż dwie elektrony (z przeciwległych spinów).
2. Zasada Cekkovsky (zasada najmniej energii). W stanie ziemi, każdy elektron znajduje się tak, że jego energia jest minimalna. Im mniejsza suma (N + L), tym mniej energii orbity. Dla danej wartości (N + L) najmniejsza energia ma orbital z mniej n. Energia orbitali wzrasta w serii:
3. Zasada Hund. Atom zasadniczo musi mieć najwyższą możliwą liczbę nieuporowanych elektronów w pewnym Sublevel.
Nagrywanie odzwierciedlające rozkład elektronów w atomie elementu chemicznego dla poziomów energii i podmucharzy nazywane jest elektroniczną konfiguracją tego atomu. Zasadniczo (nieoczekiwany) stan atomu, wszystkie elektrony spełniają zasadę minimalnej energii. Oznacza to, że przystiernice są najpierw wypełnione, dla których:
1) Główna liczba kwantowa n jest minimalna;
2) Wewnątrz poziomu jest najpierw wypełniony S-, a następnie P- i tylko wtedy D-Subleer;
3) Wypełnienie następuje, aby (N + L) była minimalna (reguła Klaki);
4) W ramach pojedynczych elektronów Subleer są umieszczone, aby ich całkowity spin jest maksymalny, tj. zawierał największą liczbę niesparowanych elektronów (zasadę hindą).
5) Podczas napełniania orbitałów atomowych, prowadzona jest zasada Pauli. Jego konsekwencją jest to, że poziom energii z numerem N może należeć do nie więcej niż 2N 2 elektronów znajdujących się na garniturach N 2.
Cesium (CS) jest w 6 okresach, jego 55 elektronów (numer sekwencji 55) jest rozprowadzany do 6 poziomów energii i rafinerii. Ciąć sekwencja wypełnianie elektronów orbitałów otrzymujemy:
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
Zasada Pauli Zasady Gund Clakovsky
Podstawy struktury substancji
Rozdział 3. Atomy wielokrotne
Dokładny roztwór równania Schrödingera można znaleźć tylko w rzadkich przypadkach, na przykład do atomu wodoru i hipotetycznego jonów jednorazowych, takich jak on +, Li 2+, wynosi 3+. Atom następnego elementu wodoru jest hel - składa się z jądra i dwóch elektronów, z których każdy jest przyciągany do obu rdzeni i jest odpróżniony z innego elektronu. W tym przypadku równanie fal nie ma dokładnego rozwiązania.
Dlatego różne przybliżone metody mają ogromne znaczenie. Korzystając z takich metod, możliwe było ustalenie elektronicznej struktury atomów wszystkich znanych elementów. Obliczenia te pokazują, że orbitale w atomach wieloeterlonowych nie różnią się zbyt różniących się od atomu wodoru orbitalnego (te orbital nazywa się podobnie wodorem). Główną różnicą jest pewna sprężalność orbitałów ze względu na większy ładunek jądra. Ponadto dla atomów wielokrotnych znalezionych, że dla wszystkich poziom energii (Z tą wartością głównego numeru kwantowego n.) Rozdzielenie próg. Energia elektronowa zależy nie tylko na n., ale także z cytatu orbitalnego l.. Wzrasta w rzędzie s.-, p.-, rE.-, fA.-Cevitals (rys. 7).
W przypadku wysokiego poziomu energii różnice w energii Sublevel są wystarczająco duże, dzięki czemu jeden poziom może przeniknąć do innego, na przykład
6s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 6. Liczba elektronów na liniach orbitalnych tego podmokła jest wskazywana w górnym indeksie po prawej stronie liter, na przykład 3 rE. 5 to 5 elektronów o 3 rE.-Porajna.
W celu krótkiego nagrywania konfiguracji elektronów atomów zamiast orbitałów, czasami nagrywa symbol gazu szlachetnego z odpowiednią formułą elektroniczną.
Na przykład, elektroniczny wzór atomu chloru 1 s. 2 2s. 2 2p. 6 3s. 2 3p. 5 lub 3 s. 2 3p. pięć . Wsporniki prowadzone elektrony Valence zaangażowane w tworzenie wiązań chemicznych.
W przypadku dużych okresów (szczególnie siódme i siódmy) konstrukcja elektronicznych konfiguracji atomów ma bardziej złożona. Na przykład 4. fA.-Elektron nie pojawia się w atomie Lanthanny, ale w atomie następnego ceru za nim. Sekwencyjne wypełnienie 4. fA.-Produkcja zostanie przerwana w atomie gadolinium, gdzie jest 5 rE.-elektron.
Zasada Pauli Zasady Gund Clakovsky
Szczególnie stabilny również w pełni wypełniony rE.-Probel, zatem elektroniczną konfigurację elektronów wartościowego miedzi, srebra i złota (IB-Group) ( n.−1)rE. 10 ns. 1 pasuje do niższej energii niż ( n.−1)rE. 9 ns. 2 .
Wszystkie elementy są podzielone na cztery typy.:
1. Atomy elementy S. S-skorupy zewnętrznej warstwy NS są wypełnione. Są to pierwsze dwa elementy każdego okresu.
2. Atomy elementy p. Elektrony są wypełnione powłoką P poziomu zewnętrznego NP. Obejmują one 6 ostatnich elementów każdego okresu (z wyjątkiem pierwszego i siódmego).
3. U. d-Elements. Wypełnione elektronami D-Suite drugiego poziomu (N-1) d. Są to elementy wtyczki dziesięcioleci dużych okresów znajdujących się między elementami S- i P.
4. U. f-Elements. Wypełnione elektronami F-Subtrinking trzeci poziom zewnętrzny (N-2) F. Są to lantanoidy i aktinoidy.
Zmiany w właściwościach kwaśnych połączeń elementów według grup i okresowych okresów systemowych (Schemat Kossel)
Aby wyjaśnić naturę zmian we właściwościach kwasowo-bazowych związków elementów Kossel (Niemcy, 1923), zaproponowany w celu użycia prostego schematu w oparciu o założenie, że występuje czysto jonowe połączenie w cząsteczkach, a interakcja kulombowa występuje między jonami. Schemat Kossel opisuje właściwości kwasowo-podstawowe związków zawierających połączenia E-N i E-O-H, w zależności od opłaty jądra i promienia elementu formującego.
Schemat Cossel dla dwóch metali wodorotlenków (dla cząsteczek LIOH i KOH) jest pokazany na FIG. 6.2. Jak widać przed złożonym schematem, promień Li Ion + jest mniejszy niż promień jonów do + i jest grupą, grupa jest silniejsza z jonem litu niż z jonem potasu. W rezultacie łatwiej będzie dysocjację w roztworze, a podstawowe właściwości wodorotlenku potasu zostaną wyrażone silniejsze. Okresowy system elementów jest graficzny wizerunek okresowego prawa i odzwierciedla strukturę atomów elementów
"Liczby kwantowe. Zasada Powli, reguła Gund, Reguły Clakovsky. Zadania rozliczeniowe (definicja struktury atomów pierwiastków chemicznych. Umieszczanie elektronów według poziomów energii i orbital, elektroniczne konfiguracje atomów i jonów). "
Pospiesz się, aby skorzystać z do 60% dla kursów Inforok
Numer:
Lekcja tematyczna: Liczby kwantowe. Zasada Powli, reguła Gund, Reguły Clakovsky. Zadania rozliczeniowe ( określenie struktury atomów pierwiastków chemicznych. Umieszczenie elektronów na poziomy energii i orbitały, elektroniczne konfiguracje atomów i jonów).
Celem lekcji: utworzenie studentów na strukturę powłoki elektronicznej atomu na przykładzie elementów chemicznych 1-3 okresowych okresów systemowych okresowych. Zabezpieczyć koncepcje "prawu okresowego" i "system okresowy".
Lekcja zadań: Aby dowiedzieć się, jak podejmować elektroniczne wzory atomów, aby określić elementy za pomocą elektronicznych formuł, w celu określenia składu atomu.
Ekwipunek: Okresowy system elementów chemicznych D.I. Mendeleev, fajna deska, projektor multimedialny, komputer osobisty, układ i prezentacja "Kompilacja formuł elektronicznych do struktury atomów".
Rodzaj lekcji: łączny
Metody: Zmysłowy, wizualny.
I. Moment organizacyjny.
Powitanie. Znak zaginionym. Aktywacja klasy na asymilację nowego tematu.
Nauczyciel z zadowoleniem przyjmuje i rejestruje temat lekcji na tablicy "Struktura skorup elektronicznych atomów".
II. Objaśnienie nowego materiału
Nauczyciel: Struktura elektronicznych skorupów atomów ma ważną rolę dla chemii, ponieważ jest elektronami określającymi właściwości chemiczne substancji. Najważniejszą cechą ruchu elektronowego na pewnej orbitalnej jest energia jego związku z rdzeniem. Elektrony w atomie różnią się pewną energią, a ponieważ eksperymenty pokazują, niektóre są silniejsze do jądra, jest silniejsze, inne są słabsze. Jest to wyjaśnione przez oddalenie elektronów z jądra. Im bliżej elektrony do jądra, tym większe połączenie z rdzeniem, ale mniej dostaw energii. Gdy atom jest usuwany z jądra, moc przyciągania elektronów do jądra jest zmniejszona, a dostawa energii wzrasta. Tak forma warstwy elektroniczne. w elektronicznym atomie powłoki. Elektrony z zamkniętymi wartościami energii tworzą pojedynczą warstwę elektroniczną lub energia poziom . Energia elektronów w atomie i poziom energii jest określona przez główny numer kwantowy n. I przyjmuje wartości całkowite 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7., im większa wartość N, tym większa energia elektronowa w atomie. Maksymalna liczba elektronów, które mogą znajdować się na poziomie THOM lub innym poziomie energii, zależy od wzoru:
Gdzie N. - maksymalna liczba elektronów na poziomie;
n. - Numer poziomu energii.
Ustalono, że nie więcej niż dwa elektrony znajdują się na pierwszej skorupce, na drugim - nie więcej niż osiem, na trzecim - nie więcej niż 18, czwarty - nie więcej niż 32. Wypełnienie bardziej odległe skorupy nie rozważać. Wiadomo, że na zewnętrznym poziomie energii może być nie więcej niż osiem elektronów, nazywa się to zakończony . Warstwy elektroniczne, które nie zawierają maksymalnej liczby elektronów niedokończony .
Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii elektronicznej powłoki elektronicznej atomu jest równa liczbie grupy dla elementów chemicznych głównych podgrup.
Jak wspomniano, elektron porusza się w orbicie, ale zgodnie z orbitałami i nie ma trajektorii.
Przestrzeń wokół jądra, gdzie najprawdopodobniej to znajdzie electron nazywany jest orbitalem tego elektronu lub chmury elektronicznej.
Zasada Pauli Zasady Gund Clakovsky
Bilet numer 2. Elektroniczna struktura atomu, numery kwantowe, typy orbitalnych. Procedura wypełniania poziomów energii i suplivelów (minimalna energia, zasada Pauli, zasada Hund, zasada Klakowskiego, wygenerowania orbitalne). Elektroniczne wzory elementów. Formuły w postaci komórek energetycznych. Wycena elementu dla głównych i podekscytowanych stanów atomu.
Atom jest najmniejszą cząstką elementu chemicznego, nośnik jego właściwości. Jest to najbardziej prosty elektryczny mikrosystem chemiczny, z zastrzeżeniem mechaniki kwantowej.
Dla elektronu w atomie, zasada dualności jest prawdziwa: elektron jest zarówno cząstką materiałową małej masy, jak i fali elektromagnetycznej.
Zasada niepewności Geisenberga: W każdym konkretnym momencie niemożliwe jest określenie lokalizacji współrzędnych elektronów (x, y, z) (lub impulsów) o tej samej dokładności.
Ruch elektoronu w atomie może być reprezentowany jako chmura elektroniczna.
Region chmury elektronicznej, w której elektron posiada ponad 95% czasu, ujawnia elektroniczną orbital (E.O.). Większy rozmiar orbital charakteryzuje wysoką energię elektronową. Orbitalia orbitalne orbitały tworzą poziomy energii, które składają się z suplivels.
Opisanie stanu elektronu w atomie stosuje się 4 numery kwantowe (N, L, M, S). Pierwsze trzy odpowiadają trzem stopniom wolności elektronów w przestrzeni trójwymiarowej, a czwarty odpowiada prawdopodobieństwu obrotu elektronu wokół wyimaginowanej osi własnej. Liczby kwantowe:
- "N" - główny numer kwantowy. Charakteryzuje poziom energii elektronowej w polu atomu (odległość z jądra). Matematyczna zależność energii komunikacyjnej z jądrem: E A \u003d -13,6 / N2 EV, N \u003d 1,2, ... dla rzeczywistych elementów n \u003d 1, ..., 7. n \u003d numer okresu.
- "L" to orbitalny numer kwantowy. Charakteryzuje typ Sublevel (forma chmury elektronicznej). L \u003d 0,1,2, ..., (n-1). Oznaczony literami. W tym przypadku L \u003d 0 odpowiada S, 1 P, 2-D, 3-F, 4-Q, 5-H.
- "M" - magnetyczny numer kwantowy. Charakteryzuje przestrzenną lokalizację orbitalu. M \u003d ± 0, ± 1, ± 2, ..., ± l. Summa orbitale na SUPRO: E \u003d 2L + 1.
- "S" - Numer kwantowy wirowania. Charakteryzuje prawdopodobieństwo obrotu elektronowego wokół swojej osi w dwóch przeciwnych kierunkach. S \u003d ± 1/2. "+" - zgodnie z ruchem wskazówek zegara, "-" - przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Rotacja informuje elektron własnego momentu magnetycznego, który nazywa się elektronem.
Zasada Pauli (zakaz): atomy mające więcej niż jeden elektron nie może być dwoma elektronami o tych samych wartościach wszystkich czterech liczb kwantowych. Lub tak: na tej samej orbitalu może występować tylko dwa elektrony i z przeciwległych spinów.
Zasada minimalnej energii: sekwencyjne wypełnienie elektronów w atomie musi odpowiadać zarówno w niskiej energii samego elektronu, jak i ogólnie minimalnej energii Atom. Lub tak: minimalna energia odpowiada maksymalnej stabilności. FILUtion przechodzi zgodnie z równaniem energetycznym Orbitalu: NSrikly Curkovsky: Po pierwsze, te subszcoiny są wypełnione, suma N + L, która jest najmniejsza. Jeśli dla dwóch supertonów suma N + L jest równa, następnie podpalacz z mniejszym n jest wypełniony jako pierwszy.
Hindą Zasada: zasadniczo (nieuzasadnione) stan atomu na Subararze NP, ND i NF Istnieje zawsze maksymalna liczba nieuporowanych elektronów (maksymalny odparowany spin).
P, D i F Suite składają się z kilku orbitalnych, których energia jest taka sama, więc te nudowne są nazywane "zdegenerowane": P Subleer zdegenerowany trzy razy, D pięć razy i F lat siedemdziesiątych. W przypadku elektronów tych suplifelów obserwuje się zasadę hindą.
Walencja jest zdolnością do tworzenia połączeń chemicznych.
Stan główny jest stanem przy minimalnej energii, tj. Elektrony są bliżej jądra.
Podekscytowany stan jest stanem, w którym wszystkie lub część elektronów w atomie jest błyszczane i są na superach z większą energią, czyli na jądrze.
Maksymalna wartość procentowa jest obserwowana w podekscytowanym stanie i jako reguła zbiega się z liczbą grupy, w której znajduje się element.
