Tabel periodic cu configurațiile electronice ale atomilor. Configurații electronice ale atomilor elementelor de perioade mici
Umplerea orbitalilor într-un atom neexcitat se realizează în așa fel încât energia atomului să fie minimă (principiul energiei minime). În primul rând, orbitalii primului nivel de energie sunt umpluți, apoi al doilea, iar orbitalul subnivelului s este umplut mai întâi și abia apoi orbitalii subnivelului p. În 1925, fizicianul elvețian W. Pauli a stabilit principiul mecanic cuantic fundamental al științelor naturale (principiul Pauli, numit și principiul excluderii sau principiul excluderii). Conform principiului Pauli:
Configurația electronică a unui atom este exprimată printr-o formulă în care orbitalii umpluți sunt indicați printr-o combinație de un număr egal cu numărul cuantic principal și o literă corespunzătoare numărului cuantic orbital. Superscriptul indică numărul de electroni din acești orbitali.un atom nu poate avea doi electroni care au același set de toți patru numere cuantice.
Hidrogen și heliu
Configurația electronică a atomului de hidrogen este 1s 1, iar atomul de heliu este 1s 2. Un atom de hidrogen are un electron nepereche, iar un atom de heliu are doi electroni perechi. Electronii perechi au aceleasi valori toate numerele cuantice cu excepția spinului. Un atom de hidrogen poate renunța la electronul său și se poate transforma într-un ion încărcat pozitiv - cationul H + (proton), care nu are electroni (configurația electronică 1s 0). Un atom de hidrogen poate adăuga un electron și poate deveni un ion H - încărcat negativ (ion hidrură) cu configurația electronică 1s 2.Litiu
Cei trei electroni dintr-un atom de litiu sunt distribuiți după cum urmează: 1s 2 1s 1. Doar electronii de la nivelul energetic exterior, numiți electroni de valență, participă la formarea unei legături chimice. Într-un atom de litiu, electronul de valență este electronul subnivelului 2s, iar cei doi electroni ai subnivelului 1s sunt electroni interni. Atomul de litiu își pierde destul de ușor electronul de valență, transformându-se în ionul Li +, care are configurația 1s 2 2s 0. Rețineți că ionul hidrură, atomul de heliu și cationul de litiu au acelasi numar electroni. Astfel de particule sunt numite izoelectronice. Au configurații electronice similare, dar sarcini nucleare diferite. Atomul de heliu este foarte inert din punct de vedere chimic, ceea ce este asociat cu o stabilitate deosebită configuratie electronica 1s 2 . Orbitalii care nu sunt umpluți cu electroni sunt numiți vacante. În atomul de litiu, trei orbitali ai subnivelului 2p sunt liberi.Beriliu
Configurația electronică a atomului de beriliu este 1s 2 2s 2. Când un atom este excitat, electronii dintr-un subnivel de energie inferior se mută către orbitalii liberi ai unui subnivel de energie mai mare. Procesul de excitare a unui atom de beriliu poate fi transmis prin următoarea diagramă:1s 2 2s 2 (starea fundamentală) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stare de excitat).
O comparație a stărilor fundamentale și excitate ale atomului de beriliu arată că acestea diferă în ceea ce privește numărul de electroni nepereche. În starea fundamentală a atomului de beriliu nu există electroni nepereche, în starea excitată sunt doi. În ciuda faptului că atunci când un atom este excitat, în principiu, orice electroni de la orbitalii de energie inferioară se pot deplasa către orbitalii superiori, pentru a fi luate în considerare. procese chimice Doar tranzițiile între subnivelurile energetice cu energii similare sunt semnificative.
Acest lucru este explicat după cum urmează. Când se formează o legătură chimică, energia este întotdeauna eliberată, adică combinația a doi atomi intră într-o stare mai favorabilă din punct de vedere energetic. Procesul de excitare necesită consum de energie. La împerecherea electronilor în cadrul aceluiași nivel de energie, costurile de excitare sunt compensate prin formarea unei legături chimice. La împerecherea electronilor în interior diferite niveluri costurile de excitare sunt atât de mari încât nu pot fi compensate prin formarea unei legături chimice. În absența unui partener, ori de câte ori este posibil reacție chimică un atom excitat eliberează o cantitate de energie și revine la starea fundamentală - acest proces se numește relaxare.
Bor
Configurații electronice ale atomilor elementelor din perioada a III-a Tabel periodic elementele vor fi într-o anumită măsură similare cu cele date mai sus (indicele indică numărul atomic):
11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Cu toate acestea, analogia nu este completă, deoarece al treilea nivel de energie este împărțit în trei subniveluri și toate elementele enumerate au d-orbitali liberi la care electronii se pot transfera la excitare, crescând multiplicitatea. Acest lucru este deosebit de important pentru elemente precum fosforul, sulful și clorul.
Numărul maxim de electroni nepereche într-un atom de fosfor poate ajunge la cinci:
Așa se explică posibilitatea existenței unor compuși la care valența fosforului este de 5. Atomul de azot, care are aceeași configurație de electroni de valență în starea fundamentală ca și atomul de fosfor, nu poate forma cinci legături covalente.
O situație similară apare atunci când se compară capacitățile de valență ale oxigenului și sulfului, fluorului și clorului. Împerecherea electronilor într-un atom de sulf are ca rezultat apariția a șase electroni nepereche:
3s 2 3p 4 (starea fundamentală) → 3s 1 3p 3 3d 2 (starea excitată).
Aceasta corespunde stării de șase valențe, care este de neatins pentru oxigen. Valența maximă a azotului (4) și oxigenului (3) necesită o explicație mai detaliată, care va fi dată mai târziu.
Valența maximă a clorului este 7, ceea ce corespunde configurației stării excitate a atomului 3s 1 3p 3 d 3.
Prezența orbitalilor 3d liberi în toate elementele celei de-a treia perioade se explică prin faptul că, începând de la al 3-lea nivel de energie, apare suprapunerea parțială a subnivelurilor diferitelor niveluri atunci când sunt umplute cu electroni. Astfel, subnivelul 3d începe să se umple numai după ce subnivelul 4s este umplut. Rezerva de energie a electronilor din orbitalii atomici de diferite subniveluri și, în consecință, ordinea de umplere a acestora crește în următoarea ordine:
Orbitalii pentru care suma primelor două numere cuantice (n + l) este mai mică sunt completați mai devreme; dacă aceste sume sunt egale, orbitalii cu numărul cuantic principal inferior sunt completați mai întâi.
Acest model a fost formulat de V. M. Klechkovsky în 1951.
Elementele în a căror atomi subnivelul s este umplut cu electroni se numesc elemente s. Acestea includ primele două elemente ale fiecărei perioade: hidrogen Cu toate acestea, deja în următorul element d - cromul - există o „abatere” în aranjarea electronilor în nivelurile de energie în starea fundamentală: în loc de cei patru electroni neperechi așteptați. la subnivelul 3d, atomul de crom are cinci electroni nepereche în subnivelul 3d și un electron nepereche în subnivelul s: 24 Cr 4s 1 3d 5.
Fenomenul de tranziție a unui electron s la subnivelul d este adesea numit „scurgere” a unui electron. Acest lucru poate fi explicat prin faptul că orbitalii subnivelului d umpluți cu electroni devin mai aproape de nucleu datorită atracției electrostatice crescute dintre electroni și nucleu. Ca urmare, starea 4s 1 3d 5 devine energetic mai favorabilă decât 4s 2 3d 4. Astfel, subnivelul d pe jumătate umplut (d 5) are o stabilitate crescută în comparație cu alte opțiuni posibile de distribuție a electronilor. Configurația electronică corespunzătoare existenței unui număr maxim posibil de electroni perechi, realizabil în elementele d anterioare doar ca urmare a excitației, este caracteristică stării fundamentale a atomului de crom. Configurația electronică d 5 este, de asemenea, caracteristică atomului de mangan: 4s 2 3d 5. Pentru următoarele d-elemente, fiecare celulă de energie a subnivelului d este umplută cu un al doilea electron: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
În atomul de cupru, starea unui subnivel d complet umplut (d 10) devine realizabilă datorită tranziției unui electron de la subnivelul 4s la subnivelul 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Ultimul element din primul rând de elemente d are configurația electronică 30 Zn 4s 23 d 10.
Tendința generală, manifestată în stabilitatea configurațiilor d 5 și d 10, se observă și în elementele perioadelor inferioare. Molibdenul are o configurație electronică asemănătoare cromului: 42 Mo 5s 1 4d 5, iar argint la cupru: 47 Ag5s 0 d 10. Mai mult, configurația d 10 este deja realizată în paladiu datorită tranziției ambilor electroni de la orbitalul 5s la orbitalul 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Există și alte abateri de la umplerea monotonă a orbitalilor d și f.
Problema 1. Scrieți configurațiile electronice următoarele elemente : N, Si
, F e, Kr, Te, W.
Soluţie. Energia orbitalilor atomici crește în următoarea ordine:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .
În starea fundamentală a unui atom, electronii ocupă orbitalii cu cea mai mică energie. Numărul de electroni este egal cu sarcina nucleului (atomul în ansamblu este neutru) și cu numărul atomic al elementului. De exemplu, un atom de azot are 7 electroni, dintre care doi sunt în orbital 1s, doi în orbital 2s, iar restul de trei electroni în orbitalul 2p. Configurația electronică a atomului de azot:
7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Configurații electronice ale elementelor rămase:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,
26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,
36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,
52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,
74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .
Problema 2. Ce gaz inert și ce ioni de element au aceeași configurație electronică ca și particula rezultată din îndepărtarea tuturor electronilor de valență dintr-un atom de calciu?
Soluţie. Învelișul de electroni a atomului de calciu are structura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Când doi electroni de valență sunt îndepărtați, se formează un ion de Ca 2+ cu configurația 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atomul are aceeași configurație electronică Arşi ionii S2-, CI-, K+, Sc3+ etc.
Problema 3.
Pot fi electronii ionului Al 3+ în următorii orbitali: a) 2p;
b) 1p; c) 3d?
Soluţie. Configurația electronică a atomului de aluminiu este: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Ionul Al 3+ se formează prin îndepărtarea a trei electroni de valență dintr-un atom de aluminiu și are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) electronii sunt deja în orbitalul 2p;
b) în conformitate cu restricţiile impuse numărului cuantic l (l = 0, 1,…n -1), cu n = 1 este posibilă doar valoarea l = 0, prin urmare, orbitalul 1p nu există; c) electronii pot fi în orbital 3d dacă ionul este în stare excitată.
Sarcina 4.
Scrieți configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată. Soluţie. Configurația electronică a atomului de neon în starea fundamentală este 1s 2 2s 2 2p 6. Prima stare excitată este obținută prin tranziția unui electron de la cel mai înalt orbital ocupat (2p) la cel mai jos orbital neocupat (3s). Configurația electronică a atomului de neon în prima stare excitată este 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.
Soluţie. Numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul atomic al elementului și este același pentru toți izotopii unui element dat. Numărul de neutroni este egal cu numărul de masă (indicat în partea din stânga sus a numărului elementului) minus numărul de protoni. Diferiți izotopi ai aceluiași element au numere diferite neutroni.
Compoziția boabelor indicate:
12 C: 6p + 6n; 13C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.
Inițial elementele din tabel periodic elemente chimice D.I. Mendeleev au fost aranjați în funcție de masele lor atomice și de proprietățile chimice, dar de fapt s-a dovedit că rol decisiv Nu masa atomului joacă un rol, ci sarcina nucleului și, în consecință, numărul de electroni dintr-un atom neutru.
Cea mai stabilă stare a unui electron dintr-un atom element chimic corespunde minimului energiei sale, iar orice altă stare se numește excitat, în care electronul se poate deplasa spontan la un nivel cu o energie mai mică.
Să luăm în considerare modul în care electronii dintr-un atom sunt distribuiți între orbiti, adică. configurația electronică a unui atom multielectron în starea fundamentală. Pentru a construi configurația electronică, se folosesc următoarele principii pentru umplerea orbitalilor cu electroni:
- Principiul Pauli (interdicție) - într-un atom nu pot exista doi electroni cu același set de toate cele 4 numere cuantice;
- principiul energiei minime (regulile lui Klechkovsky) - orbitalii sunt umpluți cu electroni în ordinea creșterii energiei orbitalilor (Fig. 1).
Orez. 1. Distribuția energetică a orbitalilor unui atom asemănător hidrogenului; n este numărul cuantic principal.
Energia orbitalului depinde de suma (n + l). Orbitii sunt umpluți cu electroni în ordinea sumei crescătoare (n + l) pentru acești orbitali. Astfel, pentru subnivelurile 3d și 4s, sumele (n + l) vor fi egale cu 5, respectiv 4, drept urmare orbitalul 4s va fi umplut mai întâi. Dacă suma (n + l) este aceeași pentru doi orbitali, atunci orbitalul cu valoarea n mai mică este completat mai întâi. Deci, pentru orbitalii 3d și 4p, suma (n + l) va fi egală cu 5 pentru fiecare orbital, dar orbitalul 3d este umplut mai întâi. Conform acestor reguli, ordinea de umplere a orbitalilor va fi următoarea:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Familia unui element este determinată de ultimul orbital care trebuie umplut de electroni, în funcție de energie. Cu toate acestea, este imposibil să scrieți formule electronice în conformitate cu seria energetică.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 notarea corectă a configurației electronice
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 introducere incorectă în configurația electronică
Pentru primele cinci d - elemente, cele de valență (adică, electronii responsabili de formarea unei legături chimice) sunt suma electronilor de pe d și s, ultimii umpluți cu electroni. Pentru elementele p, valența este suma electronilor aflați în subnivelurile s și p. Pentru elementele s, electronii de valență sunt electronii aflați în subnivelul s al nivelului energetic exterior.
- regula lui Hund - la o valoare a lui l, electronii umplu orbitalii în așa fel încât spinul total să fie maxim (Fig. 2)
Orez. 2. Modificarea energiei în orbitalii 1s -, 2s – 2p – ai atomilor din perioada a II-a a Tabelului Periodic.
Exemple de construire a configurațiilor electronice ale atomilor
Exemple de construire a configurațiilor electronice ale atomilor sunt date în Tabelul 1.
Tabelul 1. Exemple de construire a configurațiilor electronice ale atomilor
|
Configuratie electronica |
Reguli aplicabile |
|
|
Principiul Pauli, regulile Kleczkowski |
||
|
regula lui Hund |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
regulile lui Klechkovsky |
Beriliu Configuratie electronica - 2s2.
Schema electronică a stratului cuantic exterior: Bor
Carbon
Configurație electronică - 2s22р2.
Diagrame electronice ale stratului cuantic exterior al unui atom de carbon din sol și stări excitate:
Un atom de carbon neexcitat poate forma două legături covalente datorită împerecherii electronilor și una prin mecanismul donor-acceptor. Un exemplu de astfel de compus este monoxidul de carbon (II), care are formula CO și se numește monoxid de carbon. Structura sa va fi discutată mai detaliat în secțiunea 2.1.2. Un atom de carbon excitat este unic: toți orbitalii stratului său cuantic exterior sunt umpluți cu electroni nepereche, adică. Are același număr de orbitali de valență și electroni de valență. Partenerul său ideal este atomul de hidrogen, care are un electron în singurul său orbital. Aceasta explică capacitatea lor de a forma hidrocarburi. Având patru electroni nepereche, atomul de carbon formează patru legături chimice: CH4, CF4, CO2. În moleculele de compuși organici, atomul de carbon este întotdeauna într-o stare excitată:
Atomul de azot nu poate fi excitat deoarece nu există niciun orbital liber în stratul său cuantic exterior. Formează trei legături covalente datorită împerecherii electronilor:
 |
Având doi electroni nepereche în stratul exterior, atomul de oxigen formează două legături covalente: Neon Atomii tuturor elementelor din a treia perioadă au trei straturi cuantice. Configurația electronică a celor două niveluri interne de energie poate fi descrisă ca . Stratul electronic exterior conține nouă orbiti, care sunt populați de electroni, respectând legile generale. Deci, pentru un atom de sodiu configurația electronică este: 3s1, pentru calciu - 3s2 (în stare excitată - 3s13р1), pentru aluminiu - 3s23р1 (în stare excitată - 3s13р2). Spre deosebire de elementele perioadei a doua, atomii elementelor grupelor V – VII ale perioadei a treia pot exista atât în stare de bază, cât și în stări excitate. Fosfor Fosforul este un element din grupa 5. Configurația sa electronică este 3s23р3. La fel ca azotul, are trei electroni nepereche la nivelul său energetic cel mai exterior și formează trei legături covalente. Un exemplu este fosfina, care are formula PH3 (comparați cu amoniacul). Dar fosforul, spre deosebire de azot, conține d-orbitali liberi în stratul cuantic exterior și poate intra într-o stare excitată - 3s13р3d1:
Acest lucru îi oferă posibilitatea de a forma cinci legături covalente în compuși precum P2O5 și H3PO4.
Cu toate acestea, poate fi excitat prin transferul unui electron mai întâi din r- pe d-orbital (prima stare excitată), iar apoi cu s- pe d-orbital (a doua stare excitată):
 |
În prima stare excitată, atomul de sulf formează patru legături chimice în compuși precum SO2 și H2SO3. A doua stare excitată a atomului de sulf poate fi descrisă folosind o diagramă electronică:
Acest atom de sulf formează șase legături chimice în compușii SO3 și H2SO4.
1.3.3. Configurații electronice ale atomilor elementelor mari perioade PERIOADA A PATRAPerioada începe cu configurația electronică de potasiu (19K): 1s22s22p63s23p64s1 sau 4s1 și calciu (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 sau 4s2. Astfel, în conformitate cu regula Klechkovsky, după orbitalii p ai lui Ar, subnivelul exterior 4s este umplut, care are energie mai mică, deoarece Orbitul 4s pătrunde mai aproape de nucleu; Subnivelul 3d rămâne gol (3d0). Pornind de la scandiu, orbitalii subnivelului 3d sunt populați în 10 elemente. Sunt numiti d-elemente.
În conformitate cu principiul umplerii secvențiale a orbitalilor, atomul de crom ar trebui să aibă o configurație electronică de 4s23d4, dar prezintă un „salt” de electroni, care constă în tranziția unui electron de 4s la un orbital 3d care este aproape de energie ( Fig. 11).
 |
S-a stabilit experimental că au crescut stările atomice în care orbitalii p-, d-, f sunt plini pe jumătate (p3, d5, f7), complet (p6, d10, f14) sau liberi (p0, d0, f0). stabilitate. Prin urmare, dacă unui atom îi lipsește un electron înainte de jumătate de completare sau de finalizare a unui subnivel, se observă „salt” de la un orbital umplut anterior (în acest caz, 4s).
Cu excepția Cr și Cu, toate elementele de la Ca la Zn au același număr de electroni în învelișul lor exterior - doi. Aceasta explică modificarea relativ mică a proprietăților în seria metalelor de tranziție. Cu toate acestea, pentru elementele enumerate, atât electronii 4s ai exteriorului, cât și electronii 3d ai subnivelului pre-extern sunt electroni de valență (cu excepția atomului de zinc, în care al treilea nivel de energie este complet completat).
|
Orbitalii 4d și 4f au rămas liberi, deși a patra perioadă a fost încheiată.
PERIOADA A V-A
Secvența de umplere a orbitalilor este aceeași ca în perioada anterioară: mai întâi se umple orbitalul 5s ( 37Rb 5s1), apoi 4d și 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalii 5s și 4d sunt și mai apropiați ca energie, astfel încât majoritatea elementelor 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) experimentează o tranziție de electroni de la 5s la subnivelul 4d.
PERIOADA A ŞASEA ŞI A ŞAPTEA
Spre deosebire de cea precedentă, a șasea perioadă include 32 de elemente. Cesiu și bariu sunt elemente 6s. Următoarele stări favorabile energetic sunt 6p, 4f și 5d. Contrar regulii lui Klechkovsky, în lantan nu orbitalul 4f este umplut, ci orbitalul 5d ( 57La 6s25d1), totuși, pentru elementele care îl urmează, subnivelul 4f este umplut ( 58C 6s24f2), pe care există paisprezece stări electronice posibile. Atomii de la ceriu (Ce) la lutețiu (Lu) se numesc lantanide - acestea sunt elemente f. În seria de lantanide, uneori apare o „scurgere” de electroni, la fel ca în seria de elemente d. Când subnivelul 4f este finalizat, subnivelul 5d (nouă elemente) continuă să fie umplut și a șasea perioadă, ca oricare alta, cu excepția primei, este completată de șase elemente p.
Primele două elemente din perioada a șaptea sunt franciu și radiu, urmate de un element 6d, actiniu ( 89Ac 7s26d1). Actiniul este urmat de paisprezece elemente 5f - actinide. Actinidele ar trebui să fie urmate de nouă elemente 6d și șase elemente p ar trebui să completeze perioada. A șaptea perioadă este incompletă.
Modelul considerat al formării perioadelor unui sistem de către elemente și umplerea orbitalilor atomici cu electroni arată dependența periodică a structurilor electronice ale atomilor de sarcina nucleului.
Perioadă este un set de elemente dispuse în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor atomice și caracterizate prin aceeași valoare a numărului cuantic principal al electronilor exteriori. La începutul perioadei sunt completate ns - și la sfârșit - n.p. -orbitali (cu excepţia primei perioade). Aceste elemente formează opt subgrupe principale (A) ale sistemului periodic al D.I. Mendeleev.
Subgrupul principal este un ansamblu de elemente chimice dispuse vertical și având același număr de electroni la nivelul energetic exterior.
În această perioadă, odată cu creșterea încărcăturii nucleului și o creștere a forței de atracție a electronilor externi către acesta de la stânga la dreapta, razele atomilor scad, ceea ce determină, la rândul său, o slăbire a proprietăților metalice și o creștere a proprietăți metalice. Pentru raza atomică luați distanța calculată teoretic de la nucleu la densitatea maximă de electroni a stratului cuantic exterior. Pe grupe, de sus în jos, crește numărul de niveluri de energie și, în consecință, raza atomică. În același timp, proprietățile metalice sunt îmbunătățite. Proprietățile importante ale atomilor care se modifică periodic în funcție de sarcinile nucleelor atomice includ, de asemenea, energia de ionizare și afinitatea electronică, care vor fi discutate în Secțiunea 2.2.
Configuratie electronica- o formulă pentru aranjarea electronilor în diferite învelișuri de electroni ale unui atom al unui element chimic sau moleculă.
Configurația electronică este de obicei scrisă pentru atomi în starea lor fundamentală. Pentru a determina configurația electronică a unui element, există următoarele reguli:
- Principiul de umplere. Conform principiului de umplere, electronii din starea fundamentală a unui atom umplu orbitalii într-o succesiune de niveluri crescătoare de energie orbitală. Orbitii cu cea mai joasă energie sunt întotdeauna umpluți primii.
- principiul excluderii lui Pauli. Conform acestui principiu, orice orbital nu poate conține mai mult de doi electroni, și atunci numai dacă au spini opuși (numere de spin inegale).
- regula lui Hund. Conform acestei reguli, umplerea orbitalilor unui subshell începe cu electroni unici cu spini paraleli (semn egal) și numai după ce electronii unici ocupă toți orbitalii poate avea loc umplerea finală a orbitalilor cu perechi de electroni cu spini opuși.
Din punctul de vedere al mecanicii cuantice, configurația electronică este o listă completă de funcții de undă cu un electron, din care funcția de undă completă a unui atom poate fi compilată cu un grad suficient de acuratețe (în aproximarea câmpului auto-consistent) .
În general, un atom, ca sistem compozit, poate fi descris pe deplin doar printr-o funcție de undă completă. Cu toate acestea, o astfel de descriere este practic imposibilă pentru atomii mai complecși decât atomul de hidrogen, cel mai simplu dintre toți atomii elementelor chimice. O descriere aproximativă convenabilă este metoda câmpului auto-consistent. Această metodă introduce conceptul de funcție de undă a fiecărui electron. Funcția de undă a întregului sistem este scrisă ca un produs simetrizat corespunzător al funcțiilor de undă cu un electron. Când se calculează funcția de undă a fiecărui electron, câmpul tuturor celorlalți electroni este luat în considerare ca un potențial extern, care, la rândul său, depinde de funcțiile de undă ale acestor electroni rămași.
Ca urmare a aplicării metodei câmpului autoconsistent se obține un sistem complex de ecuații integrodiferențiale neliniare, care este încă greu de rezolvat. Cu toate acestea, ecuațiile de câmp auto-consistente au simetria de rotație a problemei inițiale (adică sunt simetrice sferic). Acest lucru permite o clasificare completă a funcțiilor de undă cu un singur electron care alcătuiesc funcția completă de undă atomică.
Pentru început, ca în orice potențial simetric central, funcția de undă într-un câmp auto-consistent poate fi caracterizată prin numărul cuantic al momentului unghiular total l (\displaystyle l)și numărul cuantic al proiecției momentului unghiular pe o anumită axă m (\displaystyle m). Funcții de undă cu valori diferite m (\displaystyle m) corespund aceluiași nivel de energie, adică sunt degenerate. De asemenea, stările cu proiecții diferite ale spinului electronului pe orice axă corespund aceluiași nivel de energie. Total pentru un anumit nivel de energie 2 (2 l + 1) (\displaystyle 2(2l+1)) funcții de undă. În plus, pentru o valoare dată a momentului unghiular, putem renumerota nivelurile de energie. Prin analogie cu atomul de hidrogen, se obișnuiește să se numere nivelurile de energie pentru un anumit l (\displaystyle l) incepand de la n = l + 1 (\displaystyle n=l+1). Lista completă a numerelor cuantice ale funcțiilor de undă cu un singur electron din care poate fi compusă funcția de undă a unui atom se numește configurație electronică. Deoarece totul este degenerat în număr cuantic m (\displaystyle m) iar de-a lungul spinului, este suficient doar să indicați numărul total de electroni în starea cu datele n (\displaystyle n), l (\displaystyle l).
YouTube enciclopedic
-
1 / 5
Din motive istorice, în formula configurației electronice numărul cuantic l (\displaystyle l) scris cu litere latine. Starea c este indicată de litera s (\displaystyle s), p (\displaystyle p): l = 1 (\displaystyle l=1), d (\displaystyle d): l = 2 (\displaystyle l=2), f (\displaystyle f): l = 3 (\displaystyle l=3), g (\displaystyle g): l = 4 (\displaystyle l=4)și mai departe alfabetic. În stânga numărului l (\displaystyle l) scrie numarul n (\displaystyle n), și mai sus de la număr l (\displaystyle l)- numărul de electroni în starea datelor n (\displaystyle n)Şi l (\displaystyle l). De exemplu 2 s 2 (\displaystyle 2s^(2)) corespunde la doi electroni în starea cu n = 2 (\displaystyle n=2), l = 0 (\displaystyle l=0). Datorită confortului practic (vezi regula lui Klechkovsky), în formula completă pentru configurația electronică termenii sunt scriși în ordinea creșterii numărului cuantic n (\displaystyle n), iar apoi numărul cuantic l (\displaystyle l), De exemplu 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(3)). Deoarece această notație este oarecum redundantă, uneori formula este scurtată la 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)p^(6)3s^(2)p^(3)), adică omit numărul n (\displaystyle n) unde se poate ghici din regula de ordonare a termenilor.
Legea periodică și structura atomică
Toți cei implicați în structura atomului în oricare dintre cercetările lor provin din instrumentele care le sunt furnizate de legea periodică, descoperită de chimistul D. I. Mendeleev; Doar în înțelegerea lor asupra acestei legi, fizicienii și matematicienii își folosesc „limbajul” pentru a interpreta dependențele care li se arată (deși este cunoscut aforismul destul de ironic al lui J. W. Gibbs pe acest subiect), dar, în același timp, izolat de chimiștii care studiază. substanța, cu toată perfecțiunea, avantajele și versatilitatea aparatului lor, nici fizicienii, nici matematicienii, desigur, nu își pot construi propriile cercetări.
Interacțiunea reprezentanților acestor discipline se observă și în dezvoltarea ulterioară a temei. Descoperirea periodicității secundare de către E. V. Biron (1915) a oferit un alt aspect în înțelegerea problemelor legate de legile structurii învelișurilor de electroni. S. A. Shchukarev, elev al lui E. V. Biron și
