Princíp paulskej chémie. Kvantové čísla. Princíp Pauli. Pravidlo hund. I. Organizačný moment
Úvod
V roku 1925, Pauli založil Quantum - mechanický princíp (zásada zákazu Pauli).
V každom atóme, môžu existovať žiadne dve elektróny v rovnakých stacionárnych stavoch určených množinou štyroch kvantových čísel: N, M, MS.
Napríklad na úrovni energie môže byť viac ako dva elektróny, ale s opačným smerom otočenia.
Princíp Pauli poskytol príležitosť teoreticky odôvodniť periodický systém MendeleEV prvkov, vytvárať kvantové štatistiky, modernú teóriu pevných telies atď.
Princíp powli
Stav každého elektrónu v atóme sa vyznačuje štyrmi kvantovými číslami:
1. Hlavné kvantové číslo n (n \u003d 1, 2 ...).
2. Orbitálne (azimutálne) kvantové číslo L (L \u003d 0, 1, 2, ... n-1).
3. Magnetické kvantové číslo m (m \u003d 0, +/- 1, +/- 2, + / -... +/- l).
4. Odstreľte kvantové číslo MS (MS \u003d +/- 1/2).
Pre jednu pevnú hodnotu hlavného kvantového čísla N, existujú 2N2 rôzne kvantové elektrónové stavy.
Jedným z zákonov kvantovej mechaniky, nazývanej zásady Powli, nároky:
V tom istom atóme nemôžu byť dve elektróny s rovnakou sadou kvantových čísel (t.j., môžu existovať žiadne dve elektróny v tom istom stave).
Princíp Pauli dáva vysvetlenie periodickej opakovateľnosti vlastností atómu, t.j. Periodický systém MendeleEV prvkov.
Periodický systém prvkov D. I. MENDELELEEV
V roku 1869, Mendeleev otvoril periodický zákon o zmene chemických a fyzikálnych vlastností prvkov. Predstavil koncepciu poradového čísla prvku a dostal kompletnú frekvenciu pri zmene chemických vlastností prvkov.
V tomto prípade zostala časť buniek periodického systému prázdna, pretože Zodpovedajúce prvky boli v tom čase neznáme. V roku 1998 bol v Rusku syntetizovaný izotop 114. prvku.
Mendeleev predpovedal rad nových prvkov (Scandium, Nemecko, atď.) A opísal ich chemické vlastnosti. Neskôr boli tieto prvky otvorené, ktoré plne potvrdili spravodlivosť jeho teórie. Bolo dokonca možné objasniť hodnoty atómových hmôt a niektorých vlastností prvkov.
Chemické vlastnosti atómov a rad ich fyzikálnych vlastností sú vysvetlené správaním vonkajších (valenčných) elektrónov.
Stacionárne kvantové stavy elektrónu v atóme (molekuly) sú charakterizované sadou 4 kvantových čísel: hlavného (N), orbitálne (L), magnetickom (M) a magnetickou točmi (MS). Každý z nich charakterizuje kvantizáciu: energie (n), moment impulz (L), prognózy momentu impulzu na smer vonkajšieho magnetického poľa (m) a premietanie chrbta (MS).
Podľa teórie sa sekvenčné číslo chemického prvku Z rovná celkovému počtu elektrónov v atóme.
Ak Z je počet elektrónov v atóme umiestnenom v stave, ktorý je nastavený množstvom 4 kvantových čísel N, L, M, MS, potom Z (N, L, M, MS) \u003d 0 alebo 1.
Ak Z je počet elektrónov v atóme umiestnenom v stavoch určených množinou 3 kvantových čísel N, L, M, potom Z (N, L, M) \u003d 2. Takéto elektróny sú charakterizované orientáciou spinov.
Ak Z je počet elektrónov v atóme v stavoch stanovených 2 kvantovými číslami N, L, potom Z (N, L) \u003d 2 (2L + 1).
Ak Z je počet elektrónov v atóme, ktoré sú v stave určených hodnotou hlavného kvantového čísla N, potom Z (n) \u003d 2N2.
Elektróny v atóme, ktoré zaberajú súbor stavov s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla n tvoria elektronickú vrstvu: pri n \u003d 1 do vrstvy; pri n \u003d 2 l - vrstva; pri n \u003d 3 m - vrstva; pri n \u003d 4 N - vrstvy; pri n \u003d 5 O - vrstve atď.
V každej elektronickej vrstve atómu sú všetky elektróny distribuované cez plášte. Shell zodpovedá určitej hodnote orbitálneho kvantového čísla (tabuľka 1 a obr. 1).
| n. | Elektronická vrstva | Počet elektrónov v škrupinách | Celkový počet elektrónov | ||||
| 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 |
Pri danej L sa magnetické kvantové číslo m prijme 2L + 1 hodnoty a MS - dve hodnoty. Preto počet možných stavieb v elektronickom plášti s daným L je 2 (2L + 1). Takže škrupina L \u003d 0 (S - Shell) je naplnená dvoma elektrónmi; Shell L \u003d 1 (P - Shell) - šesť elektrónov; Shell L \u003d 2 (D - Shell) - Desať elektrónov; Shell L \u003d 3 (F - Shell) - štrnásť elektrónov.
Sekvencia plnenia elektrónových vrstiev a škrupín v periodickom systéme MENDELEEEV prvkov je vysvetlená kvantová mechanika a je založená na 4 pozíciách:
1. Celkový počet elektrónov v atóme tohto chemického prvku sa rovná sekvencii Z.
2. Stav elektrónu v atóme je určený množstvom 4 kvantových čísel: N, L, M, MS.
3. Distribúcia elektrónov v atóme energetických štátov by malo spĺňať minimum energie.
4. Plnenie elektrónmi energie v atóme by sa malo vyskytnúť v súlade so zásadou Pauli.
Pri zvažovaní atómov s veľkou Z, vďaka zvýšeniu náboja jadra, elektrónová vrstva je dotiahnutá na jadro a začína naplniť vrstvu n \u003d 2 atď. Pri danom N, stav S-elektrónov (L \u003d 0) sa vyplní, potom p-elektróny (L \u003d 1), D-elektróny (L \u003d 2), atď. To vedie k frekvencii chemických a fyzikálnych vlastností prvkov. Pre prvky prvého obdobia je najprv dokončená shell; Pre elektróny druhého a tretieho obdobia - 2s, 2P a 3s a 3R škrupiny.
Od štvrtého obdobia (prvok draslíka, Z \u003d 19) je však sekvencia plnenia škrupín narušená v dôsledku súťaže elektrónov v blízkosti energie. Spoľahlivé elektróny s veľkým N, ale menšie L (napríklad 4s elektróny sú silnejšie ako 3D), môžu byť silnejšie ako (energeticky výhodnejšie).
Distribúcia elektrónov v atóme škrupín určuje jeho elektronickú konfiguráciu. Ak chcete označiť elektronickú konfiguráciu atómu, píšu na niekoľko symbolov plniaceho elektronického stavu nl škrupín, počnúc v blízkosti jadra. Index vpravo je počet elektrónov v škrupine, ktoré sú v týchto štátoch. Napríklad pri atóme sodného 2311NA, kde Z \u003d 11 je poradové číslo prvku v tabuľke MendeleEEV; počet elektrónov v atóme; počet protónov v jadre; A \u003d 23 je hmotnostné číslo (počet protónov a neutrónov v jadre). Elektronická konfigurácia je: 1S2 2S2 2P6 3S1, t.j. vo vrstve s n \u003d 1 a l \u003d 0 - dve S-elektróny; vo vrstve s n \u003d 2 a l \u003d 0 - dve s elektrónmi; vo vrstve s n \u003d 2 a l \u003d 1 - šesť P-elektrónov; Vo vrstve s n \u003d 3 a L \u003d 0 - jeden S-Electron.
Spolu s normálnou elektronickou konfiguráciou atómu, ktorý zodpovedá najodolnejšej väzbovej energii všetkých elektrónov, vyskytuje excitovaná elektronická konfigurácia, keď je nadšený jeden alebo viac elektrónov.
Napríklad v héliu sú všetky úrovne energie rozdelené na dve úrovne úrovní: Systém úrovní ortogogliu, ktorý zodpovedá paralelnej orientácii točí elektrónov a systému paraghéliach zodpovedajúcich protizápalovému orientácii. Normálna konfigurácia hélia 1S2 v dôsledku princípu Pauli je možná len s anti-paralelnou orientáciou spinov elektrónov zodpovedajúcich paragelii.
Záver
Takže princíp zákazu Pauli vysvetľuje dlho považovaný za tajomnú, periodickú štruktúru prvkov, otvorená d.I. Medeleev.
Bibliografia
1. DETLAF A.A., YAVORSKY B.N. Priebeh fyziky. - M., 1989.
2. Kompanac A.S. Čo je kvantový mechanik? - M., 1977.
3. Orira J. Populárna fyzika. - M., 1964.
4. TROFIMOVA T.I. Priebeh fyziky. - M., 1990.
Učebnica je určená pre študentov, ktorí nie sú chemické špeciality vyšších vzdelávacích inštitúcií. Môže slúžiť ako príručka pre jednotlivcov, ktorí študujú základy chémie a pre študentov chemických technických škôl a tried strednej školy.
Legendárna učebnica preložená do mnohých jazykov Európy, Ázie, Afriky a vydaná celkovým obehom nad 5 miliónmi kópií.
Pri spise, lokalita http://alnam.ru/book_chem.php
Kniha:
| <<< Назад
|
Dopredu \u003e\u003e\u003e |
Ak chcete určiť stav elektrónu v mnohých elektronických atóm, je dôležitý formulovaný V. Pauli ( princíp powli), Čím v atóme nemusia byť žiadne dve elektróny, v ktorom by boli všetky štyri kvantové čísla rovnaké. Z toho vyplýva, že každý atómový orbitálny orbitálny, charakterizovaný určitými hodnotami N, L a M môže byť obsadené viac ako dvoma elektrónmi, ktorých chrbát majú opačné príznaky. Dve takéto elektróny umiestnené na rovnakých orbóliách a vlastníctvá proti smere sa nazývajú spárovaný, Na rozdiel od jedného (t.j. neplatený) Elektrón, ktorý zaberá akékoľvek orbitálne.
Pomocou princípu Powli vypočítame, aký maximálny počet elektrónov môže byť umiestnený na rôznych úrovniach energie a sulevels v atóme.
Pri l \u003d 0, t.j. Na S-sugro je magnetické kvantové číslo tiež nula. V dôsledku toho existuje len jeden orbitálny na S-SUGLINER, ktorý je obvyklý na označenie vo forme bunky ("Quantum Cell"):?
Ako je uvedené vyššie, nie viac ako dva elektróny sú umiestnené na každé atómové orbitálne, ktorých chrbát sú protiľahlé. To môže byť symbolicky prítomné v nasledujúcej schéme:
Takže maximálny počet elektrónov na S-linke každej elektrónovej vrstvy je 2 pri L \u003d 1 (P-podvrtničky) sú už tri rôzne hodnoty magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1) sú možné . Teda. Na P-SUDS sú tri orbitály, z ktorých každý môže byť obsadený nie viac ako dvoma elektrónmi. Celkovo 6 elektrónov sa môže ubytovať
Podvalník D (L \u003d 2) pozostáva z piatich orbitálnych, čo zodpovedá piatim rôznym hodnotám M; Tu je maximálny počet elektrónov 10:
Nakoniec, 14 elektrónov môže byť umiestnené na F-supel (L \u003d 3); Všeobecne platí, že maximálny počet elektrónov na apartmáne s orbitálnym kvantovým číslom L je 2 (2L + 1).
Prvá energia (K-vrstva, n \u003d 1) obsahuje iba S-podvrtničku, druhá hladina energie (L-vrstva, n \u003d 2) pozostáva zo S- a P-Lints atď. Vzhľadom na to urobíme tabuľku maximálneho počtu elektrónov umiestnených v rôznych elektronických vrstvách (tabuľka 2).
Ako je uvedené v tabuľke. 2 Údaje, maximálny počet elektrónov pri každej úrovni energie je 2N 2, kde n je zodpovedajúcou hodnotou hlavného kvantového čísla. Takže v K-vrstve môže byť maximálne 2 elektróny (2,12 \u003d 2), v elektroniách L-vrstvy - 8 (2,2 2 \u003d 8), v elektrónoch M-vrstvy - 18 ( 2 · 3 2 \u003d 18) atď. Získané čísla sa zhodujú s počtom prvkov v pravidelných periodických obdobiach.
Najstabilnejší stav elektrónu v atóme zodpovedá minimálnej možnej hodnote svojej energie. Akýkoľvek iný z jeho stavu je vzrušenýNestabilný: Z neho sa elektrón spontánne pohybuje do stavu s nižšou energiou. Preto je v neočakávanom atóme vodíka (náboj jadrá Z \u003d 1) je jediný elektrón v najnižších prípadoch energie, t.j. na 1s-supro. Elektronická štruktúra atómu vodíka môže byť predložená systémom
alebo píšete takto: 1s 1 (jedna je čítaná).
Tabuľka 2. Maximálny počet elektrónov na atómových úrovniach energie a sulevels
V atóme hélia (Z \u003d 2) je druhý elektrón tiež v stave 1S. Jeho elektronická štruktúra (1s 2 - čítať "jeden es dva") je zobrazený systémom:
Tento prvok končí naplnenie k-vrstvy najbližšie k jadru, a tým aj konštrukcia prvého obdobia elektrónového systému je dokončená.
V nasledujúcom héliu prvku - lítium (Z \u003d 3), tretí elektrón už nemôže byť umiestnený na orbitóriách K-vrstvy: to by bolo v rozpore so zásadou Pauli. Preto zaberá S-stav druhej úrovne energie (L-vrstvy, n \u003d 2). Jeho elektronická štruktúra je zaznamenaná vzorcom 1s 2 2s, ktorá zodpovedá schému:
Číslo a vzájomné usporiadanie kvantových buniek na poslednej schéme ukazuje, že 1) elektróny v atóme lítia sú umiestnené na dvoch úrovniach energie a prvá z nich pozostáva z jedného podvrstvy (1s) a je úplne naplnená; 2) druhý - vonkajšia úroveň energie zodpovedá vyššej energii a pozostáva z dvoch sulevels (2s a 2P); 3) 2s-podvrtničky zahŕňa jednu orbitálnu, na ktorej je jeden elektrón umiestnený v atóme lítia; 4) 2P-pylón zahŕňa tri energeticky ekvivalentné orbitálne, čo zodpovedá vyššej energii ako energii zodpovedajúcom 2S orbitálnemu; V neočakávanom, 2P orbitálnom lítiovom atóme zostáva neobsadený.
V budúcnosti, na elektronických obvodoch, budeme špecifikovať len plne obsadené úrovne energie. V súlade s tým, štruktúra elektronického plášťa atómu ďalšieho prvku druhého obdobia - berýlium (Z \u003d 4) - je vyjadrený systémom
alebo 1s 2 2s vzorca. Tak, ako v prvom období, stavba druhého obdobia začína prvkami, v ktorých sa objavia S-Elektrony novej elektronickej vrstvy. Vzhľadom na podobnosť v štruktúre vonkajšej elektronickej vrstvy, takéto prvky vykazujú veľa spoločného a vo svojich chemických vlastnostiach. Preto sú obvyklé pre všeobecnú rodinu s-prvky.
Elektronická štruktúra atómu nasledujúceho berýlia prvok - bór (Z \u003d 5) je znázornená systémom
a môže byť exprimovaný 1s 2 2s 2 2P 1 vzorca 1.
S zvýšením nábytok jadra, inej jednotky, t.j. Pri pohybe na uhlík (Z \u003d 6) sa počet elektrónov pomocou 2P-pylónov zvyšuje na 2: Elektronická štruktúra atómu uhlíka je exprimovaná 1s 2 2s 2 2P2 vzorec. Tento vzorec však mohol zodpovedať niektorým z troch schém: \\ t
Podľa schémy (1), obe 2p elektróny v uhlíkom atómom zaberajú rovnaké orbitálne, t.j. Ich magnetické kvantové čísla sú rovnaké a smery točí sú opačné; Schéma (2) znamená, že 2p elektróny zaberajú rôzne orbitály (t.j. majú rôzne hodnoty m) a majú protiľahlé remesné chrbty; Nakoniec, zo schémy (3) z toho vyplýva, že rôzne orbitky zodpovedajú dvom 2p elektronickým materiálom a točky týchto elektrónov sú nasmerované rovnaké.
Analýza atómového spektra uhlíka ukazuje, že je to posledná schéma pre neostupovaný atóm uhlíka, ktorý zodpovedá najväčšej možnej hodnote celkového otáčania atómu (tzv. Sumou točí všetkých tých časti Atóm elektrónov; Pre atóm uhlíka (1) a (2) schémy je toto množstvo nula a pre schému (3) je rovná jednej).
Tento postup umiestňovania elektrónov v atóme uhlíka predstavuje špeciálny prípad všeobecných vzorov vyjadrených pravidlo hund: stabilný stav atómu zodpovedá takejto distribúcii elektrónov v podvrchovači energie, v ktorom je absolútna hodnota celkového odstreďovania atómu maximálna.
Všimnite si, že pravidlo Hund nezakazuje ďalšiu distribúciu elektrónov v podprodukcii. Tvrdí, že to trvalo udržateľné, t.j. neskúsený stav, v ktorom má atóm najnižšej možnej energie; S akoukoľvek inou distribúciou elektrónov bude energia atómu väčšia, takže to bude v vzrušenýnestabilný.
Pomocou pravidla Hund, je ľahké urobiť obvod elektronickej štruktúry pre atóm prvku prvku - dusíka (Z \u003d 7):
Táto schéma zodpovedá vzorec 1S 2 2s 2P3.
Teraz, keď je každý z 2r-orbálov obsadený jedným elektrom, začne párové umiestnenie elektrónov na 2P orbitátoch. Atóm kyslíka (Z \u003d 8) zodpovedá 1S 2 2s 2 2P 4 Elektronický vzorec štruktúry a nasledujúcu schému:
Atóm fluóru (Z \u003d 9) sa objaví ďalší 2R-elektrón. Jeho elektronická štruktúra je preto vyjadrená 1s 2 2s 2 2P 5 vzorca a schéma:
Nakoniec, na neon atóme (Z \u003d 10), plnenie 2P-sady koncov, a tým vyplniť druhú hladinu energie (L-vrstva) a konštrukciu druhého obdobia prvku systému.
Vychádzajúc z bóru (Z \u003d 5) a končí neónom (Z \u003d 10), p-subvodná línia vonkajšej elektrónovej vrstvy plní; Prvky tejto časti druhého obdobia sa preto týkajú rodiny P-prvkov.
Atóm sodný (Z \u003d 11) a horčík (Z \u003d 12) je podobný prvému prvku druhého obdobia - lítium a berýlium - obsahujú jednu alebo dve s elektróny vo vonkajšej vrstve. Ich štruktúra zodpovedá elektronickým vzorcom 1s 2 2s2 2P6 3S 1 (sodíka) a 1s 2 2s 2 2P63s2 (horčík) a nasledujúce schémy:
a 1s 2 2s 2 2P 6 3s 2 3P 6 vzorca 6.
Tretie obdobie, rovnako ako druhé, začína dvomi S-prvkami, po ktorých nasleduje šesť R-prvky. Štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy zodpovedajúcich prvkov druhého a tretieho obdobia je následne podobná. Tak, na atómoch lítia a sodíka vo vonkajšej elektrónovej vrstve je jeden S-elektrón, v atómoch dusíka a fosforu - dva S- a tri P-elektróny atď. Inými slovami, s nárastom nábytok jadra, elektronická štruktúra vonkajších elektronických vrstiev atómov sa pravidelne opakuje. Nižšie uvidíme, že je to pravda pre prvky následných období. Z toho vyplýva, že umiestnenie prvkov v periodickom systéme zodpovedá elektronickej štruktúre ich atómov. Elektronická štruktúra atómov je však určená nabitím ich nukle a zase určuje vlastnosti prvkov a ich zlúčenín. Toto je podstata periodickej závislosti vlastností prvkov z náboja jadra ich atómov vyjadrených periodickým právom.
Pokračovať v zvážení elektronickej štruktúry atómov. Zastavili sme sa na Argónskom atóme, ktorý je plne naplnený 3s- a 3R-SUCKS, ale zostávajú neobsadené všetkými 3D-sulevels orbitálnymi. Ďalšie argónové prvky - draslík (Z \u003d 19) a vápnik (Z \u003d 20) - plnenie tretej elektronickej vrstvy sa dočasne zastaví a S-SU-vrstvová S-štvrtá vrstva sa začne tvoriť: elektronická štruktúra Atóm draslíka sa exprimuje 1s 2 2s 2 2P63S2 3P6 4S 1, atóm vápenatého - 1S 2 2s 2 2P6 3S 2 3P 6 4S 2 a nasledujúce schémy:
Dôvodom tejto sekvencie plnenia elektronických zariadení je nasledovná. Ako je uvedené v § 31, elektrónová energia v množstve elektrónového atómu je určená hodnotami nielen hlavného, \u200b\u200bale aj orbitálneho kvantového čísla. Tam bol tiež postupnosť umiestnenia energetických oblekov, ktorá zodpovedá zvýšeniu energie elektrónu. Rovnaká sekvencia je znázornená na obr. 22.
Ako je znázornené na obr. 22, 4s zrno sa vyznačuje nižšou energiou ako 3D podvrtničkou, ktorá je spojená so silnejším tienením D-elektrónov v porovnaní so S-Elektronmi. V súlade s tým, umiestnenie vonkajších elektrónov v atómoch draslíka a vápenatého na 4s pylóny zodpovedá najstabilnejšiemu stavu týchto atómov.
Sekvencia plniacej atómovej elektronickej orbitálovej, v závislosti od dôležitosti hlavných a orbitálnych kvantových čísel, bola skúmaná sovietskym vedcom V. M. Klechkovsky, ktorý zistil, že elektrónová energia sa zvyšuje, pretože súčet týchto dvoch kvantových čísel sa zvyšuje, t.j. Hodnoty (N + L). V súlade s tým boli formulované ako nasledujúca pozícia (prvé pravidlo klakovky): s zvýšením nábytok atómového jadra, sekvenčná plnenie elektronických orbitálov pochádza z orbitálov s nižšou hodnotou množstva hlavných a orbitálnych kvantových čísel (N + L) na orbitál s veľkou hodnotou tejto sumy.
Elektronická štruktúra atómov draslíka a vápnika zodpovedá tomuto pravidlu. Skutočne, pre 3D orbitál (n \u003d 3, l \u003d 2), je suma (n + l) 5, a pre 4s orbitálne (n \u003d 4, l \u003d 0) - rovné 4. Preto by mali byť 4s-sulevels naplnené skôr ako 3D podvrstvové, čo sa skutočne deje.
Takže atóm vápnika dokončí výstavbu 4s-Supremis. Avšak pri prechode na nasledujúci prvok - Scandia (Z \u003d 21) - vzniká otázka: ktorá z sulevels s rovnakým množstvom (n + l) - 3D (n \u003d 3, l \u003d 2), 4p (n \u003d 4) , L \u003d 1) alebo 5s (n \u003d 5, l \u003d 0) - mali by byť vyplnené? Ukazuje sa, že s rovnakými množstvami množstva (n + l) je elektrónová energia vyššia, tým väčšia je vyššia hodnota hlavného kvantového čísla n. V takýchto prípadoch sa preto stanoví poradie plnenia elektrónmi energetických vzorov druhé pravidlo Clekkovského, Čím s rovnakými hodnotami množstva (n + l), plnenie orbitálneho priestoru sa postupne vyskytuje v smere zvýšenia hodnoty hlavného kvantového čísla n.
Obr. 22. Postupnosť vyplnenia elektronickej energie sady v atóme.
V súlade s týmto pravidlom sa musí v prípade (n + l) \u003d 5, 3D podvršok (n \u003d 3) naplní, potom podvrtničky 4p (n \u003d 4) a nakoniec, podvrtničky 5s (n \u003d 5) . Na atóme scandium by sa preto malo začať plnenie 3D orbitálov, takže jej elektronická štruktúra zodpovedá vzorcu 1S 2 2s 2 2P6 3S 2 3P 6 3D 1 4s 2 * a schéma:
Naplnenie 3D-sulevels pokračuje s nasledujúcimi Scanda Elements - Titanium, vanád, atď. - a úplne končí v zinku (z \u003d 30), ktorej štruktúra atómu je vyjadrený systémom
to, čo zodpovedá 1s 2 2 3P6 3P 6 3s 2 3P 6 34 4s 2 vzorca 2.
* Vo vzorcoch elektronickej štruktúry je obvyklé, že prvé postupne zaznamenáva všetky stavov s touto hodnotou n, a potom sa presunúť do stavov s vyššou hodnotou n. Z tohto dôvodu sa záznamový postup vždy nezhoduje s postupom na naplnenie energie. V zázname o elektronickom vzorec atómu scandium sa teda 3D podvrstvový podhadník bol predtým umiestnený skôr ako podvrtničky 4s, hoci tieto supersure sa naplnia v opačnom sekvencii.
Desať D-prvky, počnúc scandiom a koncom zinku, patria k prechodným prvkom. Funkcia konštrukcie elektronických škrupín týchto prvkov v porovnaní s predchádzajúcimi (S- a P-Elements) je, že pri prechode na každý nasledujúci D-element, nový elektrón sa nezobrazí v externom (n \u003d 4), ale v Druhá vonkajšia (n \u003d 3) elektronická vrstva. V tejto súvislosti je dôležité poznamenať, že chemické vlastnosti prvkov sú primárne určené štruktúrou vonkajšej elektrónovej vrstvy svojich atómov a len v menšej miere závisí od štruktúry predchádzajúcich (vnútorných) elektronických vrstiev. Na atómoch všetkých prechodných prvkov je vonkajšia elektrónová vrstva tvorená dvoma s elektrónmi *; Chemické vlastnosti D-prvkov so zvýšením atómového čísla sa preto nezmenia, nie tak ostré ako vlastnosti S a P-prvky. Všetky D-prvky patria k kovom, pričom plnenie externého P-podvrstva vedie k prechodu z kovu k typickému neetallu a nakoniec na ušľachtilý plyn.
Po vyplnení 3D-podvrstvy (n \u003d 3, L \u003d 2) elektróny, v súlade s druhým pravidlom úradníka, zaberajú zrno 4P (n \u003d 4, l \u003d 1), čím sa zmenizuje na konštrukciu N-vrstvy . Tento spôsob začína v gallium atóm (Z \u003d 31) a končí v kryptóne atóm (Z \u003d 36), ktorej štruktúra elektrónov je exprimovaná 1s 2 2P6 3s 2 34 4s 2 4P6 vzorca 2. Podobne ako atómy predchádzajúcich šľachtických plynov - Neon a Argón, atóm kryptonu sa vyznačuje externou elektrónovou štruktúrou vrstvy NS 2NP6, kde n je hlavným kvantovým číslom (NEON - 2S 2 2P6 6, ARGON - 3S 2 3P 6 , Crypton - 4s 2 4P 6).
Vychádzajúc z Rubidia, 5s-sulevels naplnených; To tiež zodpovedá druhému pravidlu Clachkovského. V atóme Rubídium (Z \u003d 37) sa nachádza konštrukcia s jedným S-elektrom v vonkajšej elektronickej vrstve na alkalickom kovu. Začína teda výstavba nového piateho obdobia systému prvkov. Súčasne, ako pri výstavbe štvrtého obdobia, zostáva nevyplnený D-podvrstvou elektronickej vrstvy antizomínu. Pripomeňme, že vo štvrtej elektronickej vrstve existuje už F-subline, ktorých výplne v piatom období sa nevyskytujú.
Na stroncium atóme (Z \u003d 38) je 5S 5S obsadené dvoma elektrónmi, po ktorých je 4D plnenie naplnenie, takže nasledujúce desať prvky - od yttrium (Z \u003d 39) na kadmium (Z \u003d 48) - patrí prechodné D-prvky. Potom sa nachádza šesť P-prvkov z Indie do ušľachtilého plynu Xenónu, ktorý dopĺňa piate obdobie. Štvrté a piaty periódy v ich štruktúre sú teda pomerne podobné.
* Existujú D-Elements (napríklad chróm, molybdén, prvky podskupiny medi), pri atómoch, z ktorých existuje len jeden S-elektrón vo vonkajšej elektronickej vrstve. Dôvody týchto odchýlok od "normálneho" poradia vyplnenia elektronických energetických zariadení sa zvažujú na konci odseku.
Šiesty obdobie, podobne ako tie predchádzajúce, začína dvomi S-prvkami (Cézium a Bárium), ktoré dopĺňa plnenie orbitálov s množstvom (N + L), ktorá sa rovná 6. Teraz v súlade s pravidlami CLAKOVSKY, \\ t Podvalník 4F (n \u003d 4, musí byť naplnený. L \u003d 3) so súčtom (n + l), rovný 7b a najmenšou možnou hodnotou hlavného kvantového čísla. V skutočnosti Lantanhan (Z \u003d 57), ktorý sa nachádza ihneď po bábore, sa zdá byť 4F, ale 5D elektrón, takže jeho elektronická štruktúra zodpovedá vzorec 1S 2 2s 2 2P6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 6 5D 1 6S 2. Avšak, konštrukcia prvku Cerium (Z \u003d 58) sa skutočne začína stavať 16F podvrchovateľa, na ktorom jediný 5D elektrón, rozšírený v atóme lantánu; V súlade s tým, elektronická štruktúra atómu CER je exprimovaná 1s 2 2 2P6 3P6 3P6 3P6 4D 10 4P6 4P6 4D 10 4F 2 4P6 4D 10 4F 2 5S 2 5P 6 6S 2. Tak, ústup z druhého pravidla Clekkovského, ktorý sa koná v Lanthan, je dočasný: počnúc ceriom, dôsledne plnenie všetkých orbitálov 4f-sulevel. Štrnásť lanthanidy umiestnených v tejto časti šiesteho obdobia patria do F-prvkov a sú blízko vlastností lanthan. Charakteristickým znakom konštrukčného elektronického plášťa ich atómov je, že v prechode na nasledujúci F-element, nový elektrón nezaberá nie je v externom (n \u003d 6) a nie v predchádzajúcom (n \u003d 5), ale ešte hlbšie sa nachádza, tretia vonkajšia elektronická vrstva (n \u003d 4).
Vzhľadom k absencii atómov lantanidu, existujú významné rozdiely v štruktúre vonkajších a predstieraných elektronických vrstiev, všetky lantanoidy vykazujú veľkú podobnosť v chemických vlastnostiach.
Naplnenie 5D-apartmánu, ktorý sa začal v lantáne, sa obnoví v Hafnii (Z \u003d 72) a končí v ortuti (Z \u003d 80). Po tom, ako v predchádzajúcich obdobiach sa nachádza šesť P-prvkov. Tu je výstavba 6P sulevel: začína na Thallium (Z \u003d 81) a končí v šľachtickom plyne radónu (Z \u003d 86), ktorý dokončí šieste obdobie.
Siedmy, zatiaľ čo nedokončené obdobie systému prvku je postavené podobne ako šiesta. Po dvoch S-prvkach (Francúzsko a rádio) a jeden D-element (herectický), 14 F-prvky sa nachádzajú tu, ktorého vlastnosti vykazujú známe blízkosť k vlastnostiam AcTinium. Tieto prvky, počnúc tórium (Z \u003d 90) a končiacim prvkom 103, sa zvyčajne kombinujú pod celkovým názvom Actinoidov. Medzi nimi - MENDELLI (Z \u003d 101), umelo získané americkými fyzikmi v roku 1955 a pomenovali po D. I. MENDELEEV. Priamo za Actinoidmi je Kurchatov (Z \u003d 104) a prvok 105. Obidva tieto prvky sú umelo získané skupinou vedcov pod vedených akademikom N. FLEROV; Patria k D-prvkami a sú dokončené známa časť periodického systému prvkov.
Distribúcia elektrónov energetickými hladinami (vrstvy) v atómoch všetkých známych chemických prvkov je uvedený v periodickom systéme prvkov umiestnených na začiatku knihy.
Sekvencia plnenia elektrónmi elektrónmi energie a pod atómami je schematicky znázornená na obr. 23, graficky vyjadrujúce claschekovské pravidlá. Plnenie pochádza z menších hodnôt súčtu (n + l), aby ste mali veľký v poradí určenom šípkami. Je ľahké si všimnúť, že táto sekvencia sa zhoduje so sekvenciou plnenia atómového orbitálu znázorneného na obr. 22.
Obr. 23. Schéma sekvencie plniacich energetických pilliek v atóme.
Obr. 24. Závislosť energie 4F- a 5D-elektrónov z náboja nulovej Z.
Treba mať na pamäti, že posledná schéma (ako aj pravidlá Clekkovského) neodráža súkromné \u200b\u200bvlastnosti elektronickej štruktúry atómov určitých prvkov. Napríklad v prechode z atómu niklu (Z \u003d 28) na atóm medi (Z \u003d 29) sa počet 3D elektrónov zvyšuje nie jeden, ale naraz na dva na úkor "Sklopoint" jedného 4S elektrónov k 3D podvrchovaniu. Elektronická štruktúra meďného atómu je teda exprimovaná vo vzorci 1s 2 2s 2 2P6 3s 2 3P 6 3D 10 4s 1. Podobné "spock" elektrónu z externého S-D-Superer z predchádzajúcej vrstvy sa vyskytuje v atómoch analógov medi - striebro a zlata. Tento fenomén je spojený so zvýšenou energetickou stabilitou elektronických štruktúr, ktoré sa stretávajú plne zapojené do energetických subjín (pozri § 34). Prechod elektrónov v atóme medi s 4S sulevel na 3D podvrchovača (a podobné prechody v atómoch strieborných a zlata) vedie k tvorbe plne naplneného D-podvrstvy, a preto sa ukázalo, že je energeticky prospešné.
Ako bude uvedené v § 34, elektronické konfigurácie s presne napoly naplneným samovraždou (napríklad štruktúry obsahujúce tri P elektróny vo vonkajšej vrstve, päť D-elektrónov v pevnej vrstve alebo sieti F-elektrónov v ešte viac Hlboko umiestnená vrstva). To vysvetľuje "družstvo" jedného 4S elektrónu v atóme chrómu (z \u003d 24) na 3D-procik, v dôsledku čoho atóm chrómu získava stabilnú elektronickú štruktúru (1s 2 2s 2P6 3S 2 3P 6 3D 5 4s 1) s presne polovicou naplnenou 3D podvrchávačmi; Podobné obdobie 5S elektrónu na 4D-pylone sa vyskytuje v atóme molybdénu (Z \u003d 42).
Vyššie uvedené porušenie "normálneho" poradia plnenia energetických stavov v atómoch lantánu (vzhľad 5D-, a nie 4F elektrónov) a céru (vzhľad dvoch 4f-elektrónov naraz) a podobné funkcie v Výstavba elektronických štruktúr atómov siedmeho obdobia sú vysvetlené nasledovne. S zvýšením nábytok jadra, elektrostatická príťažlivosť do elektrónového jadra, ktorý je v tomto energetickom pylóne, stáva silnejší a elektrónová energia sa znižuje.
Zároveň sa energia elektrónov, ktoré sú na rôznych sulblevels, mení nerovnomerné, pretože vzhľadom na tieto elektróny je nula nabitý na rôzne stupne. Najmä energia 4F-elektrónov sa znižuje s rastúcim nábojom jadra dramatickejšie ako energia 5D elektrónov (pozri obr. 24). Preto sa ukáže, že lanthanne (Z \u003d 57) Energia 5D elektrónov je nižšia a CER (Z \u003d 58) je vyššia ako energia 4F-elektrónov. V súlade s týmto, elektrón, ktorý bol v Lantan na superer 5D, sa pohybuje na CERIO k štvorvrstvu 4F.
| <<< Назад
|
Dopredu \u003e\u003e\u003e |
Atómy podľa štátov
Ak majú rovnaké častice rovnaké kvantové čísla, ich vlnová funkcia je symetrická vzhľadom na permutáciu častíc. Z toho vyplýva, že dve identické fermion zahrnuté v jednom systéme nemôžu byť v rovnakých stavoch, pretože pre fermions musí byť funkcia vlny antisymmetrická. Zhrnutie skúsených údajov, V. Pauli formuloval princíp, podľa ktorého sa fermionové systémy nachádzajú len v podmienkach opísaných antisymmetrickými vlnovými funkciami (kvantová mechanická formulácia princípu Pauli).
Z tejto situácie existuje jednoduchšia formulácia princípu Pauli, ktorá bola zavedená do kvantovej teórie (1925) pred budovaním kvantovej mechaniky: v systéme identických fermionov, ktorékoľvek dvaja z nich nemôžu byť súčasne v rovnakom stave. Všimnite si, že počet bozónov jedného typu v tom istom stave nie je obmedzený.
Pripomeňme, že stav elektrónu v atóme je jednoznačne určený súborom štyroch kvantových čísel:
hlavné n (n \u003d 1, 2, 3, ...),
orbitálny l. (l. \u003d 0, 1, 2, ..., n-1),
magnetický M. L.(M. L. = - l., .... - 1, 0, +1, ..., + l.),
magnetická rotácia (M s \u003d + 1/2, - 1/2).
Distribúcia elektrónov v atóme Atom Body Princíp Pauli, ktorý môže byť použitý v jednoduchom formulácii: v tom istom atóme môže byť viac ako jeden elektrón s rovnakou sadou štyroch kvantových čísel n , L,m. L.a m s, t. e.
kde z (n, L.M. L., M S) - počet elektrónov v kvantovom stave, opísanom súborom štyroch kvantových čísel: n , L,m. L., M s. Princíp Pauli tvrdí, že dva elektróny spojené v tom istom atóme sa líšia hodnotami aspoň jedného kvantového čísla.
Podľa vzorca (223,8), toto n rozhrania 2 rôzne štáty, ktoré sa líšia v hodnotách l. a M. L.. Kvantové číslo M. , môže trvať iba dve hodnoty (± 1/2).
Maximálny počet elektrónov v štátoch určený týmto hlavným kvantovým číslom je preto rovný
Kombinácia elektrónov v atóme viacerých elektrónov s rovnakým hlavným kvantovým číslom n , nazývaný elektronický shell. V každom z škrupín sú elektróny distribuované cez podriadené zodpovedajúce l.. Odvtedy. Usporiadané kvantové číslo berie hodnoty od 0 do n - 1, počet podkladov sa rovná sekvenčnému číslu Nobolochky. Počet elektrónov na predmestí je určený magnetickým a magnetickým čapom kvantového čísla: maximálny počet elektrónov v ponorke s údajmi l. Rovná 2 (2 l. + 1). Označenia škrupín, ako aj distribúcia elektrónov pomocou škrupín a subcommy sú uvedené v tabuľke. 6.
Tabuľka 6.
Periodický systém prvkov
Mendeleev
Princíp Powli, ktorý je základom systematiky plniaceho elektrónových stavov v atómoch umožňuje vysvetliť periodický systém prvkov D. I. MENDELEEEV (1869) - základný zákonpríroda, ktorá je základom modernej chémie, atómovej a jadrovej fyziky.
D. I. MENDELLEEEV predstavil koncepciu sekvenčného čísla z chemického prvku Z celkového počtu protónov v jadre a podľa toho celkový počet elektrónov v elektrónku atómu. Umiestnením chemických prvkov, keď sa zvyšujú ordinálne čísla, dostala frekvenciu pri zmene chemických vlastností prvkov. Avšak, pre tie, ktoré sú v tom čase známe, 64 chemických prvkov, niektoré tabuľkové bunky sa ukázali byť prázdne, pretože prvky zodpovedajúce im (napríklad GA, SE, GE) neboli známe. D. I. MENDELLEEEV, preto nielen umiestnil známe prvky, ale tiež predpovedal existenciu nových, ešte otvorených prvkov a ich základných vlastností. Okrem toho D. I. MENDELEEEV sa podarilo objasniť atómové váhy niektorých prvkov. Napríklad atómové hmotnosti sú a u, vypočítané na základe MendeleEV tabuľky, ukázalo sa, že sú správne a predtým získané experimentálne chybné.
Vzhľadom k tomu, chemické a niektoré fyzikálne vlastnosti prvkov sú vysvetlené vonkajšími (valenčnými) elektrónmi v atómoch, frekvencia vlastností chemických prvkov by mala byť spojená s určitým periodicitou v mieste elektrónov v atómoch. Preto vysvetliť tabuľku, predpokladáme, že každý nasledujúci prvok je vytvorený z predchádzajúceho pridávania jadra jedného protónu a podľa pridania jedného elektrónu v elektrónnom puzdre atómu. Interakcia elektrónov zanedbávajú, ak je to potrebné, primerané zmeny a doplnenia. Zvážte atómy chemických prvkov, ktoré sú prevažne state.
Jediný elektrón atómu vodíka je v 1S stave. , charakterizované kvantovými číslami n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0 a m s \u003d ± 1/2 (orientácia jeho chrbta je ľubovoľná). Atóm elektrónov nie sú v 1s , ale s anti-paralelnou referenčnou orientáciou. Elektronická konfigurácia atómu nie je napísaná ako 1s 2 (dve 1s elektróny). Atom neskončí plnenie K-shell, čo zodpovedá ukončeniu prvého obdobia periodického systému MendeleEEV prvkov (tabuľka 7).
Tretí elektrón LI Atom (Z \u003d 3), podľa princípu Pauli, už nemôže byť umiestnený v úplne naplnenom a-shell a zaberá najnižší energetický stav s n \u003d 2 (L-shell), tj 2s-stav. Elektronická konfigurácia ATOM Li: 1s 2 2s. LI začína druhé obdobie periodického systému prvkov. Štvrtý elektrón B (Z \u003d 4) konca vyplňujú ponorky 2s. Nasledujúce šesť prvkov z (2 \u003d 5) na NE (Z \u003d 10) naplní ponorka 2P (tabuľka 7). Doba III periodického systému končí neónovým inertným plynom, pre ktorý je ponorka naplnená 2rzelikom.
Jedenásty elektrón Na (Z \u003d 11) sa umiestni do M-shell (n \u003d 3), zaberá najnižší stav 3s. Elektronická konfigurácia má vzhľad 1s 2 2s 2P 6 3S.cs-Electron (rovnako Ako 2s Elsctrone Li) je teda valencia elektrón, preto optické vlastnosti NA sú podobné vlastnostiam LI. S Z \u003d 12 je konzistentné plnenie m-shell. AG (Z \u003d 18) Ukazuje sa, že je podobná ako NE: Vo svojom vonkajšom plášti sú všetky S- a P stals naplnené. AH je chemicky inertné a dopĺňa obdobie III periodického systému.
Ninetenth Electron K (Z \u003d 19) by musel prevziať stav ZD v M-shell. Avšak, v optickej a v chemických vzťahoch a atóm podobný LI a NA AOMBY, ktoré majú externý valenčný elektrón v S-State. Preto by mal byť 19. valenčný elektrón k by mal byť tiež v S-stav, ale môže to byť len S-Stav nového plášťa (N-Shell), tj naplnenie N-Shell pre K začína s prázdnou m -shell. To znamená, že v dôsledku interakcie elektrónov, stav n \u003d 4, l.\u003d 0 a menej energie ako stav n \u003d 3, l.\u003d Spektroskopické a chemické vlastnosti Ca (Z \u003d 20) ukazujú, že jeho 20. elektrón je tiež v stave 4S N-plášťom. V nasledujúcich prvkoch je M-shell plnenie (od SC (Z \u003d 21) na Zn (Z \u003d 30)). Nasledujúci N-shell je naplnený do kg (z \u003d 36), ktorý opäť, ako v prípade NE a AG, S - a P-stav vonkajšieho plášťa je naplnený úplne. Crypton končí obdobie IV periodického systému. Podobné argumenty sa vzťahujú na ostatné prvky MendeleEV tabuľky, však môžu byť tieto údaje nájdené v referenčných knihách. Všimli sme si len, že počiatočné prvky následných RB období, CS, FR sú alkalické kovy a ich posledný elektrón je v S-stav. Okrem toho, atómy inertných plynov (nie, NE, na, kg, x, rn) zaberajú špeciálnu polohu v tabuľke - v každom z nich je S- a P-Status vonkajšieho plášťa sú plne naplnené a ďalšie periodické periodické obdobia.
| Zapnutý | Z. | Element | K. | L. | M. | N. | Obdobie | 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 on. | IV. | K CA SC TI V CR MN FE CO NI | - - | ||||||||||||||||||||||
| Iii | Na vg al si p s cl ar | Cu zn ga ge ako se br kr |
Tabuľka 7.
Každá z dvoch skupín prvkov - lantanidov (z lantán (Z \u003d 57) na luteckection (Z \u003d 71)) a Actinides (z Actinia (Z \u003d 89) na Laurerencia (Z \u003d 103)) - musíte dať do jedného Bunkový stôl, aby boli chemické vlastnosti prvkov v týchto skupinách veľmi blízko. To je vysvetlené skutočnosťou, že pre lantány plnenie ponorky 4f, ktoré môžu obsahovať 14 elektrónov, začína až po ponorke 5s, 5P a 6s sú plne naplnené . Preto pre tieto prvky sa vonkajší P-shell (6S 2) ukáže, že je rovnaký. Podobne je to isté pre aktinidy Q-shell (7S 2).
Periodicita v chemických vlastnostiach prvkov je teda expandovateľný v chemických vlastnostiach prvkov v štruktúre vonkajších škrupín v atómoch príbuzných prvkov. Inertné plyny teda majú rovnaké vonkajšie plášť 8 elektrónov (naplnené S-a PŠ stavmi); Vo vonkajšom plášti alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs, FR) je len jeden S-elektrón; Vo vonkajšom plášte kovov alkalických zemín (BE, MG, CA, SR, BA, RA) sú dva S elektróny; Haloidy (F, C1, VG, I, AT) majú vonkajšie plášte, v ktorých je jeden elektrón chýbať inertným plánom plynu atď.
Röntgenové spektrá
Veľká úloha pri zistení štruktúry atómu, konkrétne distribúcie elektrónov pomocou škrupín, hral žiarenie, otvorené v roku 1895 nemeckým fyzikom V. Röntgenovým žiarením (1845-1923) a nazývaný X-ray. Najbežnejším zdrojom röntgenového žiarenia je röntgenová trubica, v ktorej sa elektróny vysoko urýchľujú elektrickým poľom bombardovaním anódy (kovový cieľ ťažkých kovov, ako je W alebo PT), testovanie ostrého brzdenia. V rovnakej dobe sa vyskytne röntgenové žiarenie, ktoré sú elektromagnetické vlny s vlnovou dĺžkou približne 10 12 -10 -8 m. Vlna röntgenového žiarenia sa dokazuje experimenty na jeho difrakcii, diskutované v § 182.
Štúdium spektrálneho zloženia rôntgenového žiarenia ukazuje, že jeho spektrum má komplexnú štruktúru (obr. 306) a závisí od elektrónovej energie a materiálu anódy. Spektrum je uloženie pevného spektra ohraničené krátkymi vlnovými dĺžkami niektorým hraničným L min, nazývaným hranicou pevného spektra a riadkového spektra - sada jednotlivých čiar, ktoré sa objavujú na pozadí pevného spektra.
Štúdie ukázali, že povaha pevného spektra je úplne nezávislá od materiálu anódy, ale je určená len energiou bombardovania anódy elektrónov. Podrobná štúdia vlastností tohto žiarenia ukázala, že je emitovaná bombardovanou anódou elektrónmi v dôsledku ich brzdenia pri interakcii s cieľovými atómami. Pevné röntgenové spektrum sa preto nazýva brzdové spektrum. Tento záver je v harmónii s klasickou teóriou žiarenia, pretože pri brzdení pohyblivých obvinení by sa malo skutočne vyskytnúť žiarenie s pevným spektrom.
Z klasickej teórie však nedodržiava existenciu krátkeho vlnového hranica pevného spektra. Z experimentov vyplýva, že čím väčšia je kinetická energia elektrónov spôsobujúcich brzdnú röntgenové žiarenie, tým menej L min. Táto okolnosť, ako aj prítomnosť samotnej hranicia, je vysvetlená kvantitatívnou teóriou. Je zrejmé, že limitná energia kvantového prostriedku zodpovedá tomuto prípadu brzdenia, v ktorej sa všetka kinetická elektrónová energia prejde do energie kvantového, t.j.
tam, kde je u potenciálny rozdiel, na úkor, z ktorých je elektrón uvádza energie E max, V max - frekvencia zodpovedajúca hranici pevného spektra. Teda hraničná vlnová dĺžka
to, čo plne vyhovuje experimentálnym údajom. Meranie hranicu röntgenového spektra, podľa vzorca (229.1), môžete určiť experimentálnu hodnotu konštantnej dosky h,čo najpresnejšie zhoduje s modernými údajmi.
S dostatočne veľkou energiou bombardovania anódy elektrónov na pozadí pevného spektra sa objavia samostatné ostré čiary - spektrum kočíkov, určené anódovým materiálom a nazývajú charakteristické röntgenové spektrum (žiarenie).
V porovnaní s optickým spektrom sú charakteristické rôntgenové spektrá prvkov úplne rovnaký typ a pozostávajú z niekoľkých epizód, označovaných na, l, m, n a o . Každá séria, zase, obsahuje malý súbor jednotlivých čiar označených v zostupnom poradí vlnových dĺžok indexmi A, B, G ... (na A, až B, až G, .... L A, L B, L G,. ..). Pri pohybe z ľahkých prvkov do závažnej, charakteristická štruktúra spektra sa nemení, len celé spektrum sa posúva smerom k krátkym vlnám. Zvláštnosťou týchto spektiek je, že atómy každého chemického prvku, bez ohľadu na to, či sú v slobodnom stave alebo sú zahrnuté v chemickej zlúčenine, majú určité charakteristické žiarenie, ktoré sú v tomto prvku inherentné. Takže ak anóda pozostáva z niekoľkých prvkov, potom charakteristické röntgenové žiarenie je uloženie spektra týchto prvkov.
Zohľadnenie štruktúry a znakov charakteristických rôntgenových spektier vedie k záveru, že ich výskyt je spojený s procesmi, ktoré sa vyskytujú vo vnútorných, zastavaných elektronických mušlíkových atómov, ktoré majú podobnú štruktúru.
Budeme analyzovať mechanizmus výskytu röntgenovej série, ktorý je schematicky znázornený na obr. 307.
Predpokladajme, že pod vplyvom externého elektrónu alebo vysokej energie fotónu sa zlomí jeden z dvoch elektrónov IT-shell atómu. Potom môže byť elektrón presunutý na svoje miesto s viac odstránenými škrupinami L, M, N, .... Takéto prechody sú sprevádzané emisiou X-ray Quanta a výskytom spektrálnych línií série K-série: na A (L ®k), B (M® K), až G (N®K) atď. Dlhšia vlnová čiara K-séria je čiara a . Frekvencie línií sa zvyšujú v riadku na A ®K B ®k G, pretože energia uvoľnená počas prechodu elektrónu do K-plášťa s rýchlejším povrchom. Naopak, intenzita línií v rade na ®KB ®k g znižuje, pretože pravdepodobnosť prechodov elektrónov z L-plášťa na K-plášti je väčšia ako s vzdialeným povrchom M a N. K- Ničové skicovanie nevyhnutne inými sériami, pretože reliéfné jej línie sa objavujú voľné miesta v škrupinách L, M, ..., ktoré budú naplnené elektrónmi nachádzajúcimi sa na vyšších úrovniach.
Podobne existujú aj iné série, ale len pre ťažké prvky. Uvažované charakteristické radiačné linky môžu mať tenkú štruktúru, pretože úrovne stanovené hlavným kvantovým číslom sa štiepia podľa hodnôt orbitálnych a magnetických kvantových čísel.
Preskúmanie röntgenového spektra prvkov, anglického fyzici Mosli (1887-1915) založená v roku 1913 pomer, nazývaný zákon MOPLI:
(229.2)
kde V je frekvencia zodpovedajúca tejto línii charakteristického röntgenového žiarenia, R-konštantné čítanie RIDEBERG, S-konštantné tienenie, M \u003d 1,2, 3, ... (Určuje X-Ray Series), NIMS celé číslo Od +1 (určuje samostatnú hodnotovú čiaru zodpovedajúcej série). Zákon Moslos (229,2) je podobný všeobecnému vzoru BALMER (209,3) pre atóm vodíka.
Význam konštantného tienenia je, že elektrón, ktorý robí prechod zodpovedajúci niektorým pinianom, nie je platný Zavrieťa poplatok (z - s) e , oslabený ochranným účinkom iných elektrónov. Napríklad pre A -line S = 1 a zákon MOSLOS bude zaznamenaný vo formulári
Hlavné kvantové číslo, n -určuje elektrónovú energiu a veľkosť elektronických orbitálov, prijíma diskrétne hodnoty:
n. = 1, 2, 3, 4, 5, . . . . . , +∞.
Elektronická energia závisí od vzdialenosti medzi elektrinou a jadrom: elektrón je bližšie, tým je menšia energia, ktorá je definovaná ako E. \u003d -13,6, EV, kde n. - hlavné kvantové číslo.
Elektróny v atóme môžu byť len v definované kvantové štátyktoré zodpovedajú Špecifickýhodnoty svojej komunikačnej energie s jadrom. Prechod elektrónov z jedného kvantového stavu do druhého je pripojený s hoppingom Zmena energie. Energetické úrovne a energetická komunikácia preto s hlavným kvantovým číslom n. môže byť predložená systémom (Obr. 2.1).
 |
Obr. 2.1. Energetická úroveň schéma a energetické pripojenie
s hlavným kvantovým číslom
Touto cestou, n. Charakterizuje elektrón patriaci do jednej alebo inej úrovne energie a podľa toho veľkosť orbitálneho.
Orbitálne kvantové číslo, ℓ n(ℓ ) určuje formu orbitálnej (presnejšie symetrie), charakterizuje rotačnú zložku pohybu elektrónov. Rôzne formy elektrónových oblakov je spôsobená zmenou elektrónovej energie v rámci jednej energie, to znamená, že rozdelenie na svahu.
Elektronický mrak je reprezentovaný rôznymi spôsobmi, ale častejšie hranica V rámci ktorej väčšina oblaku sa nachádza (~ 95%).
Orbitálne kvantové číslo sa môže líšiť v rámci: \\ t ℓ N. = 0, 1, . . . , (n. – 1), Kde n. - hlavné kvantové číslo. Okrem numerických hodnôt je možné abecedné označenie orbitálneho kvantového čísla: s, p, d, f . Ak viažete numerickú hodnotu orbitálneho kvantového čísla s písmenom a priestorovým obrazom, informácie budú prezentované ako tabuľka (tabuľka 2.2). Sférická forma elektronického mraku sa vyznačuje minimálnou hodnotou energie ( ℓ N. \u003d 0) a tento oblak je indikovaný ako s. -Orbitálne, atď.
Tabuľka 2.2.
Hodnoty orbitálneho kvantového čísla a
priestorový obraz orbitálneho
| Obrázok orbitálneho |  |   | ||
| Hodnota ℓ N. | ||||
| Notácia | s. | p. \\ t | d. | f. |
Samozrejme, s týmto n. Orbitálny kvantový počet má niekoľko hodnôt, t.j. V rámci jednej energie je možná prítomnosť rôznych foriem orbitálov. Vzťah orbitálneho a hlavného kvantového čísla je prezentovaný
 |
Energetický diagram (Obr. 2.2).
Obr. 2.2.Energetický diagram úrovní a sublevels v multitelektronických atómoch (vzťah orbitálnych a hlavných kvantových čísel)
Pre prvú úroveň energie je možná jediná hodnota. ℓ N. a je nula, t.j. Forma orbity je sférická. Odkazovať na stav elektrónu, pre ktorý n.\u003d 1 I. ℓ N. \u003d 0, použitý záznam 1 s. (Tabuľka 2.3).
S prechodom na druhú úroveň energie ( n.=2), ℓ N. Trvá hodnoty 0 a 1, preto môže byť možný stav 2. s. a 2 p. \\ t; \\ T Dospeli sme na možnosť existencie dvoch typov foriem orbitálov atď.
Tabuľka 2.3
Hodnotu a vzťah orbitálnych a hlavných kvantových čísel, označenie sulevels
| Číslo úrovne | N. | Hodnota ℓ N. | OZNAČENIE PRESINY |
| I. | n.=1 | 1 s. | |
| II. | n.=2 | 2 s. 2 p. \\ t | |
| Iii | n.=3 | 3 s. 3 p. \\ t 3 d. | |
| IV. | n.=4 | 4 s. 4 p. \\ t 4 d. 4 f. |
Tak, rôzne hodnoty ℓ N. v multitelektronických atómoch charakterizujú energetické obleky v rámci každej úrovne energie a energie s. -, p. \\ t -, d. -, f. - Sa sulevels konzistentne zvyšuje.
Množstvo sulevels na tejto úrovni zodpovedá číslu úrovne. Každá nasledujúca úroveň obsahuje všetky druhy najvyššej plus.
Magnetické kvantové číslo, m ℓ, charakterizuje priestorovú orientáciu elektronických oblakov (určuje hodnotu projekcie orbitálneho momentu množstva pohybu na zvolenom smere).
Magnetické kvantové číslo m ℓ Pre daný význam ℓ N. berie súbor hodnôt – ℓ N., ... ,0, …, + ℓ N.. Tí. Špecifická forma elektronického mraku je orbitálna, v priestore orientovanom striktne určitým spôsobom.
Pre ℓ N. \u003d 0, forma orbitálneho sférického ( s.- Sorbitálny) a v priestore môže byť orientovaný jediným spôsobom, a preto magnetické kvantové číslo M ℓ môže mať jediná hodnota rovná 0.
Umiestnenie The Dumbbell Elektronický mrak ( p-orbitálny) V priestore je možný tromi spôsobmi, a preto magnetické kvantové číslo m ℓ tri hodnoty rovné -1; 0; +1.
Pre symbol symbolu orbitálneho, vzťahu medzi ℓ N. a M ℓ môžete zobraziť vo forme tabuľky. 2.4.
Tabuľka 2.4.
Distribúcia orbitálov na sulevels
| ℓ N. | m ℓ | Počet orbitálov |
| 0 (s.) | 1 | |
| 1 (p. \\ t) | -1 0 +1 | 3 |
| 2 (d.) | -2 -1 0 +1 +2 |  5
|
| 3 (f.) | -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 | 7 |
Z tabuľky je jasné, že s.-provine má jedno orbitálne, p. \\ t-Provers - tri orbitály, d.-Pravy - päť orbitálov, \\ t f.-Provine má sedem orbitálov (obr. 2.3). Každá z takýchto orbitálnych je charakterizovaná určitou kombináciou kvantového čísla. n, ℓ n a m ℓ.
 |
Obr. 2.3. Energetický diagram úrovní a sulevels v multitelektronických atómoch (vzťah hlavných, orbitálnych a magnetických kvantových čísel)
Spin Quantum Číslo, M s.Elektrón má svoj vlastný magnetický moment kvôli chrbtom. Projekcia vo vesmíre môže mať pozitívny alebo negatívny znak. Ak je elektrón indikovaný , hodnota pANI. =+½. Ak je elektrón indikovaný ↓ potom hodnotu pANI. = – ½.
Kombinácia polohy elektrónu v atóme je teda charakterizovaná určitými hodnotami kvantového čísla. Určujú spin, elektrónovú energiu, objem a formu priestoru v blízkosti jadra, v ktorom je jeho pobyt pravdepodobne.
Napríklad, Nižšie uvedený elektrón je charakterizovaný nasledujúcou sadou kvantových čísel: n. = 5; ℓ N. =3; m ℓ = -1; pANI. = – ½.
 |
Tí. Tento elektrón sa nachádza na 5 úrovniach energie, d. -Podna. Elektrón zaberá druhú orbitálnu a označuje ↓.
Pri prechode atómu z jedného kvantového stavu do druhého, nastane úprava elektronického mraku, čo znamená, že sa zmenia hodnoty kvantových čísel:
Stav elektrónov v atóme je zodpovedný zásada Powli:v atóme nemusia byť žiadne dve elektróny, ktoré by boli rovnaké všetky štyri kvantové čísla. Princíp Pauli obmedzuje počet elektrónov, ktorí majú určitú hodnotu hlavného kvantového čísla n. : Ak n.\u003d 1, počet elektrónov je 2; Ak n.\u003d 2, počet elektrónov 8, atď. Preto môžu dva elektróny obsadiť jednu orbitálne, ak majú opačné točky. Dva elektróny umiestnené na rovnakých orbóliách sa nazývajú spárovaný. Sparnoelectrons sú elektróny s opačnými (anti-paralelnými) chrbtom.
Pri vypĺňaní energií sa pozorovalo hund pravidlo: V tomto supro sa elektróny snažia obsadiť energetické stavy takým spôsobom, že celkové spin by bolo maximálne.
napríkladAtom 6 s valencia elektróny sú: 2 s. 2 2p. \\ t 2. Definujeme, aké miesto elektrónov p-slúšes spĺňa trvalo udržateľný stav. Za to podľa pravidlo hund vypočítajte absolútnu hodnotu celkového rotácie pre dve možnosti pre umiestnenie uvedených nižšie uvedených elektrónov.
|
|
Pre prípad ale | 1/2 - 1/2 \u003d 0 I. b. |1/2 + 1/2| = 1.
Maximálna hodnota hodnoty celkového odstreďovania je charakterizovaná stavom B, to je to, čo zodpovedá ustáleniu atómu atómu 6 ° C.
- Číslo: Lekcia Téma: Kvantové čísla. Zásada Powli, Guid pravidlá, Clakovsky pravidlá. Výzvy pre zúčtovanie (definícia štruktúry atómov chemických prvkov. Umiestnenie elektrónov podľa energie a orbitály, elektronické konfigurácie atómov a iónov). Účel lekcie: vytvoriť študentov na štruktúre atómov elektronického plášťa na príklad chemických prvkov 1-3 periodického periodického systému. Zabezpečiť pojmy "periodické právo" a "periodický systém".
1. Princíp powli. V atóme môžu existovať žiadne dve elektróny, v ktorých hodnoty všetkých kvantových čísel (N, L, M, S) by boli rovnaké, t.j. Každá orbitálna môže obsahovať viac ako dve elektróny (s opačnými spinmi).
2. Pravidlo CLEKKOVSKY (zásada najmenej energie). V základnom stave sa každý elektrón nachádza tak, že jeho energia je minimálna. Čím menšia súčet (n + l), tým menej energie obežnej dráhy. Pre danú hodnotu (N + L) má najmenšia energia orbitálna s menej n. Energia orbitálov sa zvyšuje v sérii:
3. Pravidlo HUND. Atóm musí mať v podstate najvyšší možný počet nepárových elektrónov v určitom sulevel.
Nahrávanie odrážajúce rozloženie elektrónov v atóme chemického prvku pre hladiny energie a podvrtničiek sa nazýva elektronická konfigurácia tohto atómu. V podstate (neostupované) stav atómu, všetky elektróny spĺňajú princíp minimálnej energie. To znamená, že supravy sú naplnené najskôr, pre ktoré:
1) Hlavné kvantové číslo n je minimálne;
2) Vnútri úrovne sa najprv naplní S-, potom P- a len D-podvrstvou;
3) Plnenie nastane, takže (N + L) bol minimálny (Clakovsky pravidlo);
4) V rámci jednej podvrstvy sú usporiadané elektróny, takže ich celkové spin je maximálne, t.j. obsahoval najväčší počet nepárových elektrónov (pravidlo hindu).
5) Pri plnení atómových orbitálov sa vykonáva zásada Pauli. Jeho dôsledkom je, že úroveň energie s číslom n môže patriť do nie viac ako 2N 2 elektróny umiestnené na n2 oblekoch.
Cézium (CS) je v 6 období, jeho 55 elektrónov (sekvenčné číslo 55) je distribuované prostredníctvom 6 úrovní energie a ich rafinériou. Rezanie sekvencia naplnenie elektrónov orbitálov dostaneme:
55 Cs 1s 2 2s 2 2P6 3S 2 3P 6 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 6 5D 10 6S 1
Princíp Pauli Pravidlo GUND PRAVIDLÁ CLAKOVSKY
Základy štruktúry látky
Kapitola 3. Multi-elektronické atómy
Presné riešenie Schrödingerovej rovnice možno nájsť len v zriedkavých prípadoch, napríklad pre atóm vodíka a hypotetických iónov jednotiek, ako je HE +, LI2 +, 3+. Atóm nasledujúceho vodíka je hélium - pozostáva z jadra a dvoch elektrónov, z ktorých každý je priťahovaný k oboch jadrách a je odpudzovaný z iného elektrónu. V tomto prípade nemá rovnicu vlny žiadne presné riešenie.
Preto majú veľký význam rôzne približné metódy. Použitie takýchto spôsobov bolo možné vytvoriť elektronickú štruktúru atómov všetkých známych prvkov. Tieto výpočty ukazujú, že orbitálne atómy viacerých elektrónov sa nie sú veľmi odlišné od orbitálneho atómu vodíka (tieto orbitálne sa nazývajú vodíkové). Hlavným rozdielom je nejaká komprimovaná orbitátá z dôvodu väčšieho náboja jadra. Okrem toho, pre multi-elektronické atómy zistili, že pre každého energia (s touto hodnotou hlavného kvantového čísla n.) rozdelenie pódium. Elektronická energia závisí nielen na n., ale aj z orbitálneho kvantového čísla l.. Zvyšuje sa v rade s.-, p. \\ t-, d.-, f.-Vubital (obr. 7).
Pre vysoké hladiny energie sú rozdiely v energii sulevel dostatočne veľké, takže jedna úroveň môže preniknúť do inej, napríklad
6s. 2 2s. 2 2p. \\ t 6 3s. 2 3p. \\ t 6. Počet elektrónov na orbitálnych líniách tohto podvrstva je uvedený v hornom indexe vpravo od listu, napríklad 3 d. 5 je 5 elektrónov do 3 d.-Podna.
Pre krátke nahrávanie konfigurácie elektrónu ATOM namiesto orbitálov je niekedy zaznamenaný ušľachtilý symbol plynu s vhodným elektronickým vzorcom.
Napríklad elektronický vzorec atómu chlóru 1 s. 2 2s. 2 2p. \\ t 6 3s. 2 3p. \\ t 5 alebo 3 s. 2 3p. \\ t päť . Konzoly vykonávali valenčné elektróny zapojené do tvorby chemických väzieb.
Pre veľké obdobia (najmä šieste a siedme) má konštrukcia elektronických konfigurácií atómov zložitejšia. Napríklad 4. f.-Elektronu sa zdá, že nie je v Lantohanne Atom, ale v atóme ďalšieho zboru za ním. Sekvenčná náplň 4. f.-Produkcia je prerušená v atóme gadolínia, kde je 5 d.-Elektronu.
Princíp Pauli Pravidlo GUND PRAVIDLÁ CLAKOVSKY
Zvlášť stabilné tiež úplne naplnené d.-Probel, preto elektronická konfigurácia valenčných elektrónov medi, strieborných a zlatých atómov (IB skupina) ( n.−1)d. 10 ns. 1 sa zmestí do nižšej energie ako ( n.−1)d. 9 ns. 2 .
Všetky prvky sú rozdelené do štyroch typov.:
1. atómy s-prvky S-plášť vonkajšej vrstvy NS sú naplnené. Toto sú prvé dva prvky každého obdobia.
2. atómy pruh Elektróny sú naplnené p-plášťom vonkajšej úrovne NP. Patrí medzi ne posledné 6 prvkov každého obdobia (okrem prvého a siedmeho).
3. U. d-prvky Naplnené elektrónmi D-sady druhej úrovne (n-1) d. Toto sú prvky plug-in desaťročia veľkých období umiestnených medzi S- a P-Elements.
4. U. f-prvky Naplnené elektrónmi f-subriminking tretie vonkajšej úrovne (n-2) F. Jedná sa o lantanoidy a aktinoidy.
Zmeny vo vlastnostiach kyslej bázy spojov prvkov podľa skupín a periodických systémových období (Schéma Kossel)
Aby sa vysvetlil povahu zmien v kyslých-základných vlastnostiach zlúčenín Kosselových prvkov (Nemecko, 1923), navrhla použiť jednoduchú schému na základe predpokladu, že existuje čisto iónové pripojenie v molekuloch a interakcia COULOB medzi iónmi. Schéma Kossels opisuje vlastnosti kyselín-bázických zlúčenín obsahujúcich E-N a E-O-H pripojenia, v závislosti od náboja jadra a polomeru tvarovacieho predmetu.
Schéma Cossel pre dva hydroxidy kovov (pre Molekuly LiOH a KOH) je znázornená na obr. 6.2. Ako možno vidieť z predloženej schémy, polomer Li ion + je nižší ako polomer iónu do + a je to skupina, skupina je silnejšia s lítiumovým iónom ako s iónom draslíka. V dôsledku toho bude ľahšie disociácia v roztoku a základné vlastnosti hydroxidu draselného bude exprimované silnejšie. Periodický systém prvkov je grafický obraz periodického práva a odráža štruktúru atómov prvkov
"Kvantové čísla." Zásada Powli, Guid pravidlá, Clakovsky pravidlá. Úlohy osídlenia (definícia štruktúry atómov chemických prvkov. Umiestnenie elektrónov podľa energie a orbitálne, elektronické konfigurácie atómov a iónov). "
Ponáhľajte sa, aby ste využili až 60% pre kurzy Infour
Číslo:
Téma Lekcia: Kvantové čísla. Zásada Powli, Guid pravidlá, Clakovsky pravidlá. Úlohy zúčtovania ( stanovenie štruktúry atómov chemických prvkov. Umiestnenie elektrónov pre hladinu energie a orbitály, elektronické konfigurácie atómov a iónov).
Účel lekcie: vytvoriť študentov na štruktúre atómov elektronického plášťa na príklad chemických prvkov 1-3 periodického periodického systému. Zabezpečiť pojmy "periodické právo" a "periodický systém".
Úlohy Lekcia: Naučiť sa, ako urobiť elektronické vzorce atómov, určiť prvky svojimi elektronickými vzorcami, na určenie zloženia atómu.
Vybavenie: Periodický systém chemických prvkov d.I. Mendeleev, Cool Board, Multimediálny projektor, Osobný počítač, Usporiadanie a prezentácia "Kompilácia elektronických vzorcov pre štruktúru atómov".
Typ lekcie: kombinovaný
Metódy: Zmyselný, vizuálny.
I. Organizačný moment.
Pozdrav. Chýbajúce. Aktivácia triedy na asimiláciu novej témy.
Učiteľ víta a zaznamenáva predmet lekcie na palube "Štruktúra elektronických mušlí atómov".
II. Vysvetlenie nového materiálu
Učiteľ: Štruktúra elektronických škrupín atómov má dôležitú úlohu pre chémiu, pretože ide o elektróny, ktoré určujú chemické vlastnosti látok. Najdôležitejšou charakteristikou elektrónového pohybu na určitej orbitálnej je energia jej pripojenia k jadru. Elektrony v atóme sa líšia v určitej energii a ako experimenty ukazujú, niektoré sú silnejšie pre jadro je silnejšie, iné sú slabšie. To je vysvetlené odľahlosťou elektrónov z jadra. Čím bližšie elektróny do jadra, tým väčšie je spojenie s jadrom, ale menej energie. Keď sa atóm odstráni z jadra, je znížená sila príťažlivosti elektrónov do jadra a zvyšuje sa dodávka energie. Tvar elektronické vrstvy v elektronickom atóme plášťa. Elektrony s úzkymi energetickými hodnotami tvoria jednu elektronickú vrstvu, alebo energia úroveň . Energia elektrónov v atóme a úroveň energie je určená hlavným kvantovým číslom n. a berie celé hodnoty 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7. Čím väčšia je hodnota n, tým väčšia je energia elektrónov v atóme. Maximálny počet elektrónov, ktoré môžu byť na thom alebo inej úrovni energie, sa stanoví vzorcom:
Kde N. - maximálny počet elektrónov na úrovni;
n. - číslo úrovne energie.
Bolo zistené, že na prvom plášti sa nachádzajú viac ako dva elektróny, na druhej - nie viac ako osem, na treťom - nie viac ako 18, na štvrtom - nie viac ako 32. vyplnenie vzdialenejších škrupín zvážiť. Je známe, že na vonkajšej úrovni energie nesmie byť viac ako osem elektrónov, sa nazýva dokončený . Elektronické vrstvy, ktoré neobsahujú maximálny počet elektrónov, sa nazývajú nedokončený .
Počet elektrónov na úrovni vonkajšej energie elektronického plášťa atómu sa rovná počtu skupiny pre chemické prvky hlavných podskupín.
Ako už bolo povedané, elektrón sa pohybuje na obežnej dráhe, ale podľa orbitálov a nemá trajektóriu.
Priestor okolo jadra, kde to najviac nájde elektrón, sa nazýva orbitálny tento elektrón, alebo elektronický oblak.
Princíp Pauli Pravidlo GUND PRAVIDLÁ CLAKOVSKY
Číslo cestovného lístka 2. Elektronická štruktúra atómu, kvantové čísla, typy orbitálnych. Postup plnenia úrovní energie a sulblevels (minimálna energia, princíp Pauli, pravidlo Hund, pravidlo Clakovského, Degenerované orbitálne). Elektronické vzorce prvkov. Vzorce vo forme energetických buniek. Ocenenie prvku pre hlavné a nadšené stavy atómu.
Atom je najmenšia častica chemického prvku, nosičom jeho vlastností. Je najjednoduchším elektrickým chemickým mikrosystémom, ktorý je predmetom kvantovej mechaniky.
Pre elektrón v atóme je zásada duality pravda: elektrón je ako materiál častica malej hmoty a elektromagnetická vlna.
Geisenbergovská zásada neistoty: V každom konkrétnom čase je nemožné určiť umiestnenie súradníc elektrónov (X, Y, Z) (alebo impulz) s rovnakou presnosťou.
Pohyb voliča v atóme môže byť reprezentovaný ako elektronický oblak.
Región elektronického mraku, v ktorom elektrón drží viac ako 95% času, je odhalený elektronickým orbitálnym (E.O.). Väčšia veľkosť orbitálneho charakterizuje vysokú elektrónovú energiu. Orbitálna veľkosť orbitalov tvoria energetické hladiny, ktoré sa skladajú z sulevels.
Na opis stavu elektrónu v atóme sa používa 4 kvantové čísla (N, L, M, S). Prvé tri zodpovedajú tromi stupňam elektrónovej slobody v trojrozmernom priestore a štvrtá zodpovedá pravdepodobnosti otáčania elektrónu okolo imaginárnej vlastnej osi. Kvantové čísla:
- "N" - hlavné kvantové číslo. Charakterizuje úroveň elektronickej energie v poli Atom (odľahlosť z jadra). Matematická závislosť komunikačnej energie s jadrom: E A \u003d -13.6 / N 2 EV, N \u003d 1,2, ... pre skutočné prvky n \u003d 1, ..., 7. n \u003d číslo obdobia.
- "L" je orbitálne kvantové číslo. Charakterizuje typ sulevel (formy elektronického mraku). L \u003d 0,1,2, ..., (n-1). Označené písmenami. V tomto prípade L \u003d 0 zodpovedá S, 1-p, 2-D, 3-F, 4-Q, 5-H.
- "M" - magnetické kvantové číslo. Charakterizuje priestorové miesto orbitálneho. m \u003d ± 0, ± 1, ± 2, ..., ± l. SUMMA ORBANY NA SUPRO: E \u003d 2L + 1.
- "S" - Spin Quantum Číslo. Charakterizuje pravdepodobnosť otáčania elektrónov okolo svojej osi v dvoch opačných smeroch. S \u003d ± 1/2. "+" - v smere hodinových ručičiek, "-" - proti smeru hodinových ručičiek. Rotácia hlási elektrón svojho vlastného magnetického momentu, ktorý sa nazýva elektrón späť.
Princíp Pauli (zákaz): Atómy, ktoré majú viac ako jeden elektrón, nemôžu byť dve elektróny s rovnakými hodnotami všetkých štyroch kvantových čísel. Alebo tak: Na rovnakom orbitálnom môžu byť len dve elektróny, a s opačnými točmi.
Princíp minimálnej energie: sekvenčné plnenie elektrónov v atóme musí reagovať tak pri nízkej energii samotného elektriny a minimálnej energie atómov vo všeobecnosti. Alebo tak: minimálna energia zodpovedá maximálnej stabilite. Nakladanie je v súlade s energetickou rovnicou orbitálneho: NSRIKLY CLEKKKOVSKY: Po prvé, tieto subscoins sú vyplnené, súčet N + L, ktorý je najmenší. Ak je pre dve supersonty, suma n + l je rovná, potom prvák je naplnená najprv.
Pravidlo hindu: V podstate (neostupované) stav atómu na podvrchávač np, nd a nf je vždy maximálny počet nepárových elektrónov (maximálne nepárové spin).
Apartmán P, D a F sa skladajú z niekoľkých orbitálnych, ktorého energia je rovnaká, takže tieto sulevels sa nazývajú "degenerované": Pharailer degenerovať trikrát, d päťkrát a f sedemdesiatych rokov. Pre elektróny týchto sublevels je dodržané pravidlo hindu.
Valencia je schopnosť vytvárať chemické spojenia.
Hlavný štát je stav s minimálnou energiou, t.j. elektróny sú bližšie k jadru.
Nadšený stav je stav, pri ktorom je všetko alebo časť elektrónov v atóme, a sú na superách s väčšou energiou, to znamená na jadre.
Maximálna valencia je pozorovaná vo excitovanom stave a spravidla sa zhoduje s číslom skupiny, v ktorej sa prvok nachádza.
