Tabla de distribución de electrones por niveles de energía. Distribución de electrones a través de niveles de energía atómica.
Distribución de electrones sobre niveles de energía Explica las propiedades metálicas y no metálicas de cualquier elemento.
fórmula electrónica
Existe una determinada regla según la cual las partículas negativas libres y emparejadas se colocan en niveles y subniveles. Consideremos con más detalle la distribución de electrones entre niveles de energía.El primer nivel de energía contiene sólo dos electrones. Llenan el orbital a medida que aumenta la reserva de energía. La distribución de electrones en un átomo de un elemento químico corresponde a un número atómico. En niveles de energía con un número mínimo, la fuerza de atracción de los electrones de valencia hacia el núcleo se expresa al máximo.
Un ejemplo de compilación de una fórmula electrónica.
Consideremos la distribución de electrones en niveles de energía usando el ejemplo de un átomo de carbono. Su número atómico es 6, por lo tanto, hay seis protones dentro del núcleo que tienen carga positiva. Teniendo en cuenta que el carbono es un representante del segundo período, se caracteriza por la presencia de dos niveles de energía. El primero tiene dos electrones, el segundo tiene cuatro.La regla de Hund explica la disposición en una celda de sólo dos electrones, que tienen espines diferentes. El segundo nivel de energía contiene cuatro electrones. Como resultado, la distribución de electrones en un átomo de un elemento químico tiene la siguiente forma: 1s22s22p2.
Existen ciertas reglas según las cuales los electrones se distribuyen entre subniveles y niveles.
principio de pauli
Este principio fue formulado por Pauli en 1925. El científico estipuló la posibilidad de colocar en un átomo solo dos electrones que tengan los mismos números cuánticos: n, l, m, s. Tenga en cuenta que la distribución de electrones entre los niveles de energía se produce a medida que aumenta la reserva de energía libre.
La regla de Klechkovsky
El llenado de orbitales de energía se realiza según el aumento de los números cuánticos n + l y se caracteriza por un aumento de la reserva de energía.Consideremos la distribución de electrones en un átomo de calcio.
En estado normal, su fórmula electrónica es la siguiente:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Para elementos de subgrupos similares que pertenecen a elementos d y f, hay una "falla" de un electrón desde un subnivel externo, que tiene una reserva de energía más baja, al subnivel d o f anterior. Un fenómeno similar es típico del cobre, la plata, el platino y el oro.
La distribución de electrones en un átomo implica el llenado de subniveles. electrones desapareados, que tienen los mismos giros.
Sólo después de que todos los orbitales libres estén completamente llenos de electrones individuales, las células cuánticas se complementan con segundos electrones. partículas negativas, dotado de espines opuestos.
Por ejemplo, en el estado no excitado del nitrógeno:
1s2 2s2 2p3.
Las propiedades de las sustancias están influenciadas por la configuración electrónica de los electrones de valencia. Por su cantidad, se puede determinar la valencia más alta y más baja y la actividad química. Si un elemento está en el subgrupo principal de la tabla periódica, puedes usar el número de grupo para crear un nivel de energía externo y determinar su estado de oxidación. Por ejemplo, el fósforo, que se encuentra en el quinto grupo (el subgrupo principal), contiene cinco electrones de valencia, por lo que es capaz de aceptar tres electrones o donar cinco partículas a otro átomo.
Todos los representantes de los subgrupos laterales de la tabla periódica son excepciones a esta regla.
Características de las familias.
Dependiendo de la estructura del nivel de energía externo, existe una división de todos los átomos neutros incluidos en la tabla periódica en cuatro familias:- los elementos s se encuentran en el primer y segundo grupo (subgrupos principales); la familia p se encuentra en los grupos III-VIII (los subgrupos A se pueden encontrar en subgrupos similares de los grupos I-VIII); La familia está formada por actínidos y lantánidos.
Los elementos D en estado no excitado tienen electrones de valencia tanto en el último subnivel s como en el penúltimo d.
Conclusión
El estado de cualquier electrón en un átomo se puede describir mediante un conjunto de números fundamentales. Dependiendo de las características de su estructura, podemos hablar de una determinada cantidad de energía. Usando la regla de Hund, Klechkovsky, Pauli para cualquier elemento incluido en la tabla periódica, puedes crear la configuración de un átomo neutro.Los electrones ubicados en los primeros niveles tienen la menor cantidad de energía en estado no excitado. Cuando se calienta un átomo neutro se observa una transición de electrones, que siempre va acompañada de un cambio en el número de electrones libres y conduce a un cambio significativo en el estado de oxidación del elemento y un cambio en su actividad química.
Desde cuando reacciones químicas los núcleos de los átomos que reaccionan permanecen sin cambios, entonces Propiedades químicas Los átomos dependen principalmente de la estructura de las capas electrónicas de los átomos. Por tanto, nos detendremos con más detalle en la distribución de electrones en un átomo y principalmente en aquellos que determinan las propiedades químicas de los átomos (los llamados electrones de valencia) y, en consecuencia, la periodicidad en las propiedades de los átomos y sus compuestos. Ya sabemos que el estado de los electrones se puede describir mediante un conjunto de cuatro números cuánticos, pero para explicar la estructura de las capas electrónicas de los átomos, necesitamos conocer los siguientes tres principios básicos más: 1) el principio de Pauli, 2) el principio de mínima energía y 3) el puñetazo de Hund. El principio de Pauli. En 1925, el físico suizo W. Pauli estableció una regla, más tarde llamada principio de Pauli (o exclusión de Pauli): un átomo puede tener dos electrones con las mismas propiedades. Sabiendo que las propiedades de los electrones se caracterizan por los números cuánticos, el principio de Pauli se puede formular de esta manera: en un átomo no puede haber dos electrones para los cuales los cuatro números cuánticos sean iguales. Al menos uno de los números cuánticos l, /, mt o m3 debe ser necesariamente diferente. Por lo tanto, los electrones con la misma cantidad En lo que sigue, acordaremos designar gráficamente los electrones que tienen valores s = + lj2> mediante la flecha T, y aquellos que tienen valores J- ~lf2 - mediante la flecha. que tienen los mismos espines a menudo se denominan electrones con espines paralelos y se denotan por ft (o C). Dos electrones que tienen espines opuestos se denominan electrones con espines aptiparalelos y denotan | Los números J-totales l, I y mt deben tener necesariamente espines diferentes. Por lo tanto, en un átomo solo puede haber dos electrones con los mismos n, / y m, uno con m = -1/2 y el otro con m = + 1/2. Por el contrario, si los espines de dos electrones son iguales, uno de los números cuánticos debe diferir: n, / o mh Conociendo el principio de Pauli, veamos ahora cuántos electrones en un átomo puede haber en una determinada “órbita” con un número cuántico principal n. La primera “órbita” corresponde a n= 1. Entonces /=0, mt-0 y tl pueden tener un valor arbitrario: +1/2 o -1/2. Vemos que si n- 1, sólo puede haber dos de esos electrones. En general, para cualquier valor dado Los electrones se distinguen principalmente por un número cuántico lateral /, que toma valores de 0 a n-1. Para valores dados, puede haber (2/+1) electrones con diferentes valores del número cuántico magnético m. Este número debe duplicarse, ya que los valores dados l, / y m( corresponden a dos diferentes significados proyecciones de spin tx. En consecuencia, el número máximo de electrones con el mismo número cuántico n se expresa mediante la suma. Está claro por qué el primer nivel de energía no puede tener más de 2 electrones, el segundo - 8, el tercero - 18, etc. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno iH. El átomo de hidrógeno iH tiene un electrón y el espín de este electrón puede dirigirse arbitrariamente (es decir, ms^ + ij2 o mt = -1 /2), y el electrón está en el estado s-co en el primer nivel de energía con l - 1 (recordemos una vez más que el primer nivel de energía consta de un subnivel - 15, el segundo nivel de energía - de dos subniveles - 2s y 2p, el tercero - de tres subniveles - 3*, Zru 3d, etc.). El subnivel, a su vez, se divide en celdas cuánticas* (estados de energía determinados por el número de valores posibles m(, es decir, 2/4-1). La celda generalmente se representa gráficamente mediante un rectángulo, la dirección del electrón El espín se indica con flechas. Por lo tanto, el estado del electrón en el átomo de hidrógeno iH se puede representar como Ijt1 o, lo que es lo mismo, por "celda cuántica" nos referimos a * un orbital caracterizado por el mismo conjunto de valores. de los números cuánticos n, I y m * en cada celda se pueden colocar un máximo de dos electrones con espines paralelos, lo que se denota por ti - Distribución de electrones en los átomos En el átomo de helio 2He, los números cuánticos n- 1, / = 0 y m(-0 son iguales para ambos electrones, pero el número cuántico m3 es diferente. Las proyecciones del espín de los electrones de helio pueden ser mt = + V2 y ms = - V2 La estructura de la capa electrónica del El átomo de helio 2He se puede representar como Is-2 o, lo que es lo mismo, 1S. Y representemos la estructura de las capas electrónicas de cinco átomos de elementos del segundo período de la tabla periódica: que las capas electrónicas 6N, 7N y BO debe llenarse con precisión, por lo que no es obvio de antemano. La disposición dada de los espines está determinada por la llamada regla de Hund (formulada por primera vez en 1927 por el físico alemán F. Hund). La regla de Hund. Para un valor dado de I (es decir, dentro de un determinado subnivel), los electrones están dispuestos de tal manera que el total de cien* es máximo. Si, por ejemplo, es necesario distribuir tres electrones en tres celdas /^ de un átomo de nitrógeno, entonces cada uno de ellos se ubicará en una celda separada, es decir, en tres orbitales p diferentes: en este caso, el espín total es igual a 3/2, ya que su proyección es igual a m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Estos mismos tres electrones no se pueden ordenar de esta manera: 2p NI porque entonces la proyección del giro total tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Por este motivo, los electrones de los átomos de carbono, nitrógeno y oxígeno se encuentran exactamente como se describe anteriormente. Consideremos a continuación las configuraciones electrónicas de los átomos del próximo tercer período. A partir del sodio uNa se llena el tercer nivel de energía con el número cuántico principal n-3. Los átomos de los primeros ocho elementos del tercer período tienen las siguientes configuraciones electrónicas: Consideremos ahora la configuración electrónica del primer átomo del cuarto período, el potasio 19K. Los primeros 18 electrones llenan los siguientes orbitales: ls12s22p63s23p6. Parecería que; que el decimonoveno electrón del átomo de potasio debería caer en el subnivel 3d, que corresponde a n = 3 y 1 = 2. Sin embargo, de hecho, el electrón de valencia del átomo de potasio se encuentra en el orbital 4s. El llenado adicional de las conchas después del elemento 18 no ocurre en la misma secuencia que en los dos primeros períodos. Los electrones de los átomos están dispuestos de acuerdo con el principio de Pauli y la regla de Hund, pero de modo que su energía sea mínima. El principio de mínima energía (la mayor contribución al desarrollo de este principio la hizo el científico ruso V.M. Klechkovsky): en un átomo, cada electrón está ubicado de manera que su energía sea mínima (lo que corresponde a su mayor conexión con el núcleo). . La energía del electrón está determinada principalmente por el número cuántico principal n y el número cuántico secundario /, por lo que primero se llenan aquellos subniveles para los cuales la suma de los valores de los números cuánticos pi/ es la más pequeña. Por ejemplo, la energía de un electrón en el subnivel 4s es menor que en el subnivel 3d, ya que en el primer caso n+/=4+0=4, y en el segundo n+/=3+2= 5; en el subnivel 5* (n+ /=5+0=5) la energía es menor que en Ad (l + /=4+ 4-2=6); en 5p (l+/=5 +1 = 6) la energía es menor que en 4/(l-f/= =4+3=7), etc. Fue V.M. Klechkovsky quien por primera vez en 1961 formuló una posición general afirmando. que el electrón ocupa un nivel en el estado fundamental que no está con un mínimo posible significado p, como s valor más bajo sumas n+/« En el caso de que para dos subniveles las sumas de los valores pi/ sean iguales, primero se llena el subnivel con el valor n más pequeño. Por ejemplo, en los subniveles 3d, Ap, 5s la suma de los valores pi/ . es 5. En este caso, el llenado se produce primero en los subniveles con valores más bajos de l, es decir, 3dAp-5s, etc. En el sistema periódico de elementos de Mendeleev, la secuencia de llenado de niveles y subniveles con electrones es la siguiente (Fig. 2.4). Distribución de electrones en los átomos. Esquema para llenar niveles y subniveles de energía con electrones. En consecuencia, según el principio de mínima energía, en muchos casos es energéticamente más favorable que un electrón ocupe un subnivel del nivel "superior", aunque el subnivel del nivel "inferior" no está lleno: Por eso en el cuarto período se llena primero el subnivel 4s y sólo después el subnivel 3d.
Al distribuir electrones entre células cuánticas, se siguen las siguientes pautas:
Basado en el principio de Pauli: un átomo no puede tener dos electrones con el mismo
conjunto de valores de todos los números cuánticos, es decir, un orbital atómico no puede contener
presionan más de dos electrones y sus momentos de espín deben ser opuestos
opuesto
↓
sistema de notación en vista general tiene este aspecto:
donde p es el principal, ℓ es el número cuántico orbital; x es el número de electrones,
en un estado cuántico dado. Por ejemplo, la entrada 4d3 podría ser
interpretado de la siguiente manera: tres electrones ocupan la cuarta energía
Nivel de esquí, subnivel d.
La naturaleza del desarrollo de los subniveles de energía determina la afiliación.
elemento a una u otra familia electrónica.
En los elementos s, el subnivel s externo se construye, por ejemplo,
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
En los elementos p, el subnivel p externo se construye, por ejemplo,
9F 1s 2s2 2p5 .
Las familias s y p incluyen elementos de los principales subgrupos de la tabla periódica.
tsy D.I.
En los elementos d, se construye el subnivel d del penúltimo nivel,
Por ejemplo,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
La familia d incluye elementos de subgrupos laterales. La valencia de este se-
Las familias son electrones s del último nivel de energía y electrones d.
penúltimo nivel.
En los elementos f se construye el subnivel f del tercer nivel externo,
Por ejemplo,
58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.
Los representantes de la familia de los electrones f son los lantánidos y los actínidos.
Un número cuántico puede tomar dos valores: Por lo tanto, no pueden haber más electrones en un átomo en estados con un valor dado:
Fundamentos de la teoría de bandas.
Según los postulados de Bohr, en un átomo aislado la energía de un electrón puede tomar valores estrictamente discretos (también dicen que el electrón está en uno de los orbitales).
En el caso de varios átomos combinados. enlace químico(por ejemplo, en una molécula), los orbitales de los electrones se dividen en una cantidad proporcional al número de átomos, formando los llamados orbitales moleculares. Con un aumento adicional del sistema hasta convertirse en un cristal macroscópico (el número de átomos es más de 10 20), el número de orbitales se vuelve muy grande y la diferencia en las energías de los electrones ubicados en orbitales vecinos es correspondientemente muy pequeña, la energía Los niveles se dividen en conjuntos discretos casi continuos: zonas de energía. La más alta de las bandas de energía permitidas en semiconductores y dieléctricos, en la que a una temperatura de 0 K todos los estados de energía están ocupados por electrones, se llama banda de valencia, la siguiente es la banda de conducción. En los metales, la banda de conducción es la banda más alta permitida en la que residen los electrones a una temperatura de 0 K.
La teoría de bandas se basa en las siguientes aproximaciones principales:
1. El sólido es un cristal perfectamente periódico.
2. Posiciones de equilibrio de los nodos. red cristalina fijos, es decir, los núcleos atómicos se consideran inmóviles (aproximación adiabática). Posteriormente se introducen pequeñas vibraciones de los átomos alrededor de posiciones de equilibrio, que pueden describirse como fonones, como perturbaciones del espectro de energía electrónico.
3. El problema de muchos electrones se reduce a uno de un solo electrón: la influencia de todos los demás sobre un electrón dado se describe mediante algún campo periódico promediado.
Una serie de fenómenos esencialmente multielectrónicos, como el ferromagnetismo, la superconductividad y aquellos en los que intervienen los excitones, no pueden considerarse de forma coherente en el marco de la teoría de bandas. Al mismo tiempo, con un enfoque más general de la construcción de teorías. sólido Resultó que muchos resultados de la teoría de bandas son más amplios que sus premisas iniciales.
Fotoconductividad.
Fotoconductividad- el fenómeno de los cambios en la conductividad eléctrica de una sustancia tras su absorción radiación electromagnética, como la radiación visible, infrarroja, ultravioleta o de rayos X.
La fotoconductividad es característica de los semiconductores. La conductividad eléctrica de los semiconductores está limitada por la falta de portadores de carga. Cuando se absorbe un fotón, un electrón pasa de la banda de valencia a la banda de conducción. Como resultado, se forma un par de portadores de carga: un electrón en la banda de conducción y un hueco en la banda de valencia. Ambos portadores de carga, cuando se aplica voltaje al semiconductor, crean una corriente eléctrica.
Cuando se excita la fotoconductividad en un semiconductor intrínseco, la energía del fotón debe exceder la banda prohibida. En un semiconductor dopado, la absorción de un fotón puede ir acompañada de una transición desde un nivel situado en la banda prohibida, lo que permite aumentar la longitud de onda de la luz que provoca la fotoconductividad. Esta circunstancia es importante para detectar la radiación infrarroja. Una condición para una alta fotoconductividad es también una alta tasa de absorción de luz, que se logra en los semiconductores de separación directa.
Fenómenos cuánticos
37) Estructura nuclear y radiactividad.
Núcleo atómico- la parte central del átomo, en la que se concentra la mayor parte de su masa (más del 99,9%). El núcleo está cargado positivamente; la carga del núcleo está determinada por el elemento químico al que pertenece el átomo. El tamaño de los núcleos de varios átomos es de varios femtómetros, lo que es más de 10 mil veces más pequeño que el tamaño del átomo mismo.
El número de protones en un núcleo se llama número de carga; este número es igual al número atómico del elemento al que pertenece el átomo en la tabla ( Tabla periódica elementos) de Mendeleev. El número de protones en el núcleo determina la estructura de la capa electrónica de un átomo neutro y, por tanto, las propiedades químicas del elemento correspondiente. El número de neutrones en un núcleo se llama número isotópico. Núcleos con el mismo numero Los protones y diferentes números de neutrones se llaman isótopos. Los núcleos con el mismo número de neutrones pero diferente número de protones se llaman isótonos. Los términos isótopo e isótona también se utilizan para referirse a átomos que contienen estos núcleos, así como para caracterizar variedades no químicas de un solo elemento químico. Cantidad completa nucleones en un núcleo se llama número másico () y es aproximadamente igual a peso promedioátomo indicado en la tabla periódica. Los nucleidos con el mismo número másico pero diferente composición protón-neutrón suelen denominarse isobaras.
Desintegración radioactiva(del lat. radio"haz" y actívus“efectivo”) - cambio espontáneo en la composición (carga z, número de masa A) o estructura interna núcleos atómicos inestables mediante la emisión de partículas elementales, rayos gamma y/o fragmentos nucleares. El proceso de desintegración radiactiva también se llama radioactividad, y los núcleos correspondientes (nucleidos, isótopos y elementos químicos) son radiactivos. Las sustancias que contienen núcleos radiactivos también se denominan radiactivas.
El estado energético y la disposición de los electrones en capas o capas de átomos están determinados por cuatro números, que se denominan números cuánticos y generalmente se denotan con los símbolos n, l, s y j; Los números cuánticos tienen un carácter discontinuo o discreto, es decir, sólo pueden recibir valores individuales, discretos, enteros o semienteros.
En relación con los números cuánticos n, l, s y j, también es necesario tener en cuenta lo siguiente:
1. El número cuántico n se llama principal; es común a todos los electrones que forman parte de la misma capa electrónica; en otras palabras, cada una de las capas electrónicas del átomo corresponde a un cierto valor del número cuántico principal, a saber: para las capas electrónicas K, L, M, N, O, P y Q, los números cuánticos principales son iguales a 1, 2, 3, 4, 5, 6 respectivamente y 7. En el caso de un átomo de un solo electrón (átomo de hidrógeno), el número cuántico principal sirve para determinar la órbita del electrón y al mismo tiempo la energía del el átomo en estado estacionario.
2. El número cuántico I se llama secundario u orbital y determina el momento angular del electrón provocado por su rotación alrededor del núcleo atómico. El número cuántico lateral puede tener los valores 0, 1, 2, 3,. . . , y en general denotado por los símbolos s, p, d, f, . . . Los electrones que tienen el mismo número cuántico lateral forman un subgrupo o, como se suele decir, están en el mismo subnivel de energía.
3. El número cuántico s a menudo se denomina número de espín, ya que determina el momento angular del electrón causado por su propia rotación (momento angular de espín).
4. El número cuántico j se llama interno y está determinado por la suma de los vectores l y s.
Distribución de electrones en los átomos.(capas atómicas) también debería haber algunos provisiones generales, de los cuales deberás indicar:
1. El principio de Pauli, según el cual un átomo no puede tener más de un electrón con los mismos valores de los cuatro números cuánticos, es decir, dos electrones en el mismo átomo deben diferir entre sí en el valor de al menos un número cuántico. .
2. El principio energético, según el cual en el estado fundamental de un átomo todos sus electrones deben estar en los niveles de energía más bajos.
3. El principio del número (número) de electrones en las capas, según el cual el número límite de electrones en las capas no puede exceder 2n 2, donde n es el número cuántico principal de una capa determinada. Si el número de electrones en una determinada capa alcanza un valor límite, entonces la capa se llena y comienza a formarse una nueva capa de electrones en los siguientes elementos.
De acuerdo con lo dicho, la siguiente tabla muestra: 1) designaciones de letras de carcasas electrónicas; 2) los valores correspondientes de los números cuánticos principal y secundario; 3) símbolos de subgrupos; 4) calculado teóricamente mayor numero electrones tanto en subgrupos individuales como en capas en su conjunto. Es necesario señalar que en las capas K, L y M el número de electrones y su distribución entre subgrupos, determinados a partir de la experiencia, corresponden plenamente a los cálculos teóricos, pero en las siguientes capas se observan discrepancias significativas: el número de electrones en el subgrupo f alcanza un valor límite solo en el nivel N, en el siguiente nivel disminuye y luego todo el subgrupo f desaparece.
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Caparazón |
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Subgrupo |
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Número de electrones en un subgrupo. |
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Número de electrones en la capa (2n 2) |
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La tabla muestra el número de electrones en las capas y su distribución por subgrupos para todos elementos químicos, incluidos los transuránicos. Los datos numéricos de esta tabla fueron establecidos como resultado de estudios espectroscópicos muy cuidadosos.
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1er periodo |
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2do periodo |
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3er período |
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4to período |
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5to período |
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6to periodo |
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7mo período |
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Una fuente de información: BREVE GUÍA FÍSICA Y TÉCNICA / Tomo 1, - M.: 1960.
Tema de la lección: "Distribución de electrones entre orbitales atómicos"
Propósito: estudiar la distribución de electrones en orbitales.
Educativo: desarrollo pensamiento lógico mediante el establecimiento de relaciones de causa y efecto.
Educativo: estudia conceptos como: nube de electrones, orbital, orbital atómico, formas de existencia de los orbitales, reglas para el llenado de orbitales.
Posición del elemento en tabla periódica determina sus propiedades, el número de serie: muestra la carga del núcleo atómico, el número de período: el número de niveles de energía, el número de grupo: el número de electrones en el último nivel de energía.
Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo según los niveles de energía y se mueven en determinados orbitales atómicos.
Un orbital atómico es la región donde es más probable que resida un electrón en el campo eléctrico de un núcleo atómico.
La posición de un elemento en ps determina el tipo de sus orbitales, que difieren en forma y tamaño.
orbital s
orbital p
orbital d
los elementos del primer período se caracterizan por un orbital es, para los elementos del segundo período se agrega un orbital p al orbital es, para los elementos del tercer período aparece un d
El orden de llenado de niveles y subniveles con electrones..
I. Las fórmulas electrónicas de los átomos de elementos químicos están en el siguiente orden:
· Determinamos el número total de electrones en un átomo por el número de elemento en la tabla de D.I.
· Por el número del período es necesario determinar el número de niveles de energía;
· Los niveles se dividen en subniveles y orbitales, y se llenan de electrones de acuerdo El principio de la mínima energía.
· Por conveniencia, los electrones se pueden distribuir entre niveles de energía usando la fórmula N=2n2 y teniendo en cuenta que:
1. en los elementos subgrupos principales(elementos s-;p-) el número de electrones en el nivel exterior es igual al número del grupo.
2. en los elementos subgrupos laterales generalmente a nivel externo dos electrón (con la excepción de los átomos Cu, Ag, Au, Cr, Nb, MES, Ru, Rh, que a nivel externo uno electrón, y PD a nivel externo cero electrones);
3. el número de electrones en el penúltimo nivel es numero total electrones en un átomo menos el número de electrones en todos los demás niveles.
II. Orden de llenado de electrones orbitales atómicos determinado:
1.Principio de mínima energía
Escala energética:
III. Familias de elementos químicos.
Elementos en cuyos átomos el subnivel s está lleno de electrones externo elementos s. Estos son los primeros 2 elementos de cada periodo, constituyendo los principales subgrupos I Y II grupos.
Elementos en cuyos átomos el subnivel p está lleno de electrones externo nivel de energía se llaman elementos p. estos son los ultimos 6 elementos de cada período (excepto I Y VII), constituyendo los principales subgrupos III-VIII grupos.
Elementos en los que se llena el subnivel d. segundo fuera del nivel se llaman elementos d. Estos son elementos de décadas insertadas. IV, V, VI períodos.
Elementos en los que se llena el subnivel f tercero fuera del nivel se llaman elementos f. Los elementos f incluyen lantánidos y actínidos.