Elektronların enerji seviyeleri tablosuna göre dağılımı. Elektronların atomik enerji seviyelerine göre dağılımı
Elektron dağılımı enerji seviyeleri Herhangi bir elementin metalik ve metalik olmayan özelliklerini açıklar.
Elektronik formül
Serbest ve eşleştirilmiş negatif parçacıkların seviyelere ve alt seviyelere yerleştirilmesine göre belirli bir kural vardır. Elektronların enerji düzeyleri arasındaki dağılımını daha ayrıntılı olarak ele alalım.Birinci enerji seviyesinde yalnızca iki elektron bulunur. Enerji rezervi arttıkça yörüngeyi doldururlar. Bir kimyasal elementin atomundaki elektronların dağılımı atom numarasına karşılık gelir. Minimum sayıdaki enerji seviyelerinde, değerlik elektronlarının çekirdeğe çekilme kuvveti maksimum düzeyde ifade edilir.
Elektronik formül derlemeye bir örnek
Karbon atomu örneğini kullanarak elektronların enerji düzeylerine göre dağılımını ele alalım. Atom numarası 6 olduğundan çekirdeğin içinde pozitif yüklü altı proton vardır. Karbonun ikinci periyodu temsil ettiği düşünülürse iki enerji seviyesinin varlığıyla karakterize edilir. Birincisinde iki, ikincisinde dört elektron bulunur.Hund kuralı, bir hücrede farklı spinlere sahip yalnızca iki elektronun düzenini açıklar. İkinci enerji seviyesinde dört elektron bulunur. Sonuç olarak, bir kimyasal elementin atomundaki elektronların dağılımı şu şekildedir: 1s22s22p2.
Elektronların alt seviyeler ve seviyeler arasında dağıtılmasına göre belirli kurallar vardır.
Pauli ilkesi
Bu prensip 1925'te Pauli tarafından formüle edildi. Bilim adamı, bir atoma yalnızca aynı kuantum sayılarına sahip iki elektron yerleştirme olasılığını öngördü: n, l, m, s. Serbest enerji rezervi arttıkça elektronların enerji seviyelerine dağılımının meydana geldiğine dikkat edin.
Klechkovsky'nin kuralı
Enerji yörüngelerinin doldurulması, kuantum sayıları n + l'deki artışa göre gerçekleştirilir ve enerji rezervindeki artışla karakterize edilir.Bir kalsiyum atomundaki elektronların dağılımını düşünelim.
Normal durumda elektronik formülü aşağıdaki gibidir:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
D ve f elemanlarına ait benzer alt grupların elemanları için, daha düşük bir enerji rezervine sahip olan harici bir alt seviyeden önceki d veya f alt seviyesine bir elektronun “başarısızlığı” vardır. Benzer bir olay bakır, gümüş, platin ve altın için de tipiktir.
Bir atomdaki elektronların dağılımı alt seviyelerin doldurulmasını içerir eşleşmemiş elektronlar, aynı dönüşlere sahip olanlardır.
Ancak tüm serbest yörüngeler tek elektronlarla tamamen doldurulduktan sonra kuantum hücrelerine ikinci elektronlar eklenir. negatif parçacıklar, zıt dönüşlerle donatılmıştır.
Örneğin, nitrojenin uyarılmamış durumunda:
1s2 2s2 2p3.
Maddelerin özellikleri değerlik elektronlarının elektronik konfigürasyonundan etkilenir. Miktarlarına göre en yüksek ve en düşük değerlik ve kimyasal aktivite belirlenebilir. Bir element periyodik tablonun ana alt grubunda yer alıyorsa, grup numarasını harici bir enerji seviyesi oluşturmak ve oksidasyon durumunu belirlemek için kullanabilirsiniz. Örneğin beşinci grupta (ana alt grup) yer alan fosfor, beş değerlik elektronu içerir, dolayısıyla üç elektronu kabul etme veya beş parçacığı başka bir atoma bağışlama yeteneğine sahiptir.
Periyodik tablonun yan alt gruplarının tüm temsilcileri bu kuralın istisnasıdır.
Ailelerin özellikleri
Dış enerji seviyesinin yapısına bağlı olarak periyodik tablodaki tüm nötr atomlar dört aileye ayrılır:- s-elementleri birinci ve ikinci gruplarda (ana alt gruplar) bulunur; p-ailesi, grup III-VIII'de (A alt grupları); d-elementleri, grup I-VIII'den benzer alt gruplarda bulunabilir; ailesi aktinit ve lantanitlerden oluşur.
Uyarılmamış bir durumdaki D elemanları, hem son s'de hem de sondan bir önceki d alt seviyesinde değerlik elektronlarına sahiptir.
Çözüm
Bir atomdaki herhangi bir elektronun durumu, bir dizi temel sayı kullanılarak tanımlanabilir. Yapısının özelliklerine göre belli bir miktarda enerjiden söz edebiliriz. Periyodik tablodaki herhangi bir element için Hund, Klechkovsky, Pauli kuralını kullanarak nötr bir atomun konfigürasyonunu oluşturabilirsiniz.İlk seviyelerde bulunan elektronlar, uyarılmamış durumda en küçük enerji miktarına sahiptir. Nötr bir atom ısıtıldığında, her zaman serbest elektronların sayısında bir değişikliğin eşlik ettiği ve elementin oksidasyon durumunda önemli bir değişikliğe ve kimyasal aktivitesinde bir değişikliğe yol açan bir elektron geçişi gözlenir.
Ne zamandan beri kimyasal reaksiyonlar reaksiyona giren atomların çekirdekleri değişmeden kalır, bu durumda Kimyasal özellikler Atomlar öncelikle atomların elektron kabuklarının yapısına bağlıdır. Bu nedenle, bir atomdaki elektronların dağılımı ve esas olarak atomların kimyasal özelliklerini belirleyenler (sözde değerlik elektronları) ve sonuç olarak atomların özelliklerindeki periyodiklik ve bunların özellikleri üzerinde daha ayrıntılı olarak duracağız. Bileşikler. Elektronların durumunun dört kuantum sayısıyla tanımlanabileceğini zaten biliyoruz, ancak atomların elektron kabuklarının yapısını açıklamak için aşağıdaki üç temel prensibi daha bilmemiz gerekiyor: 1) Pauli ilkesi, 2) en az enerji ilkesi ve 3) Hund zımbası. Pauli'nin ilkesi. 1925'te İsviçreli fizikçi W. Pauli, daha sonra Pauli ilkesi (veya Pauli dışlaması) olarak adlandırılan bir kural oluşturdu: Bir atom, aynı özelliklere sahip iki elektrona sahip olabilir. Elektronların özelliklerinin kuantum sayılarıyla karakterize edildiğini bilerek Pauli ilkesi şu şekilde formüle edilebilir: Bir atomda dört kuantum sayısının tümü aynı olan iki elektron olamaz. l, /, mt veya m3 kuantum sayılarından en az birinin mutlaka farklı olması gerekir. Böylece, aynı quan-'a sahip elektronlar, aşağıda s = + lj2> değerlerine sahip elektronları T okuyla ve J- ~lf2 değerlerine sahip olanları iki elektronla grafiksel olarak göstermeyi kabul edeceğiz. Aynı dönüşlere sahip olan elektronlara genellikle paralel dönüşlü elektronlar adı verilir ve ft (veya C) gösterilir. Zıt spinlere sahip iki elektrona aptiparalel spinlere sahip elektronlar denir ve | J-toplam sayıları l, I ve mt mutlaka farklı dönüşlere sahip olmalıdır. Dolayısıyla bir atomda yalnızca aynı n, / ve m değerlerine sahip, biri m = -1/2, diğeri m = + 1/2 olan iki elektron bulunabilir. Tam tersine, iki elektronun spinleri aynı ise kuantum sayılarından biri farklı olmalıdır: n, / veya mh Pauli prensibini bilerek, şimdi bir atomda belirli bir “yörünge”de kaç elektronun bulunabileceğini görelim. temel kuantum sayısı n'dir. İlk "yörünge" n= 1'e karşılık gelir. O zaman /=0, mt-0 ve tl keyfi bir değere sahip olabilir: +1/2 veya -1/2. Eğer n-1 ise bu türden yalnızca iki elektron olabileceğini görüyoruz. Genel olarak herhangi bir kişi için verilen değer l elektronlar öncelikle 0'dan n-1'e kadar değerler alan bir yan kuantum sayısı / ile ayırt edilir. Verilen değerler için manyetik kuantum sayısı m'nin farklı değerlerine sahip (2/+1) elektronlar bulunabilir. Verilen l, / ve m( değerleri ikiye karşılık geldiğinden bu sayının iki katına çıkarılması gerekir. Farklı anlamlar spin tx projeksiyonları. Sonuç olarak, aynı kuantum numarası n'ye sahip maksimum elektron sayısı toplamla ifade edilir. İlk enerji seviyesinin neden 2'den fazla elektrona, ikinci - 8'e, üçüncü - 18'e vb. sahip olamayacağı açıktır. örneğin hidrojen atomu iH. Hidrojen atomu iH'nin bir elektronu vardır ve bu elektronun spini keyfi olarak yönlendirilebilir (yani ms^ + ij2 veya mt = -1/2) ve elektron l ile birinci enerji seviyesinde s-co durumundadır. - 1 (birinci enerji seviyesinin bir alt seviyeden - 15, ikinci enerji seviyesinin - iki alt seviyeden - 2s ve 2p, üçüncüsünün - üç alt seviyeden - 3*, Zru 3d, vb. oluştuğunu bir kez daha hatırlayalım. Alt seviye ise kuantum hücrelerine* bölünür (enerji durumları m(, yani 2/4-1 olası değerlerinin sayısına göre belirlenir). Hücre genellikle grafiksel olarak elektronun yönü olan bir dikdörtgenle temsil edilir. spin oklarla gösterilir. Bu nedenle, hidrojen iH atomundaki elektronun durumu Ijt1 olarak temsil edilebilir veya aynı olan "kuantum hücresi" ile * aynı değerler kümesiyle karakterize edilen bir yörüngeyi kastediyoruz. kuantum sayılarından n, I ve m* her hücreye paralel spinli maksimum iki elektron yerleştirilebilir, bu ti ile gösterilir - Elektronların atomlardaki dağılımı Helyum atomunda 2He, kuantum sayıları n- 1, / = 0 ve m(-0 her iki elektronu için de aynıdır ancak kuantum sayısı m3 farklıdır. Helyum elektronlarının spin izdüşümleri mt = + V2 ve ms = - V2 olabilir. helyum atomu 2He, Is-2 veya aynı olan 1S olarak temsil edilebilir. Ve periyodik tablonun ikinci periyodundaki elementlerin beş atomunun elektron kabuklarının yapısını tasvir edelim: Elektron kabukları 6N, 7N ve BO'nun tam olarak doldurulması gerekiyor, bu yüzden önceden belli değil. Spinlerin verilen düzeni Hund kuralı olarak adlandırılan kuralla belirlenir (ilk olarak 1927'de Alman fizikçi F. Hund tarafından formüle edilmiştir). Hund kuralı. Belirli bir I değerinde (yani belirli bir alt seviyede), elektronlar toplam yüz* maksimum olacak şekilde düzenlenir. Örneğin, üç elektronun bir nitrojen atomunun üç /^-hücresine dağıtılması gerekiyorsa, o zaman bunların her biri ayrı bir hücreye yerleştirilecektir, yani üç farklı p-orbitaline yerleştirilecektir: Bu durumda toplam spin izdüşümü m3'e eşit olduğundan 3/2'ye eşittir - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Aynı üç elektron bu şekilde düzenlenemez: 2p NI çünkü izdüşümü o zaman olur toplam dönüşün tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Bu nedenle karbon, nitrojen ve oksijen atomlarındaki elektronlar tam olarak yukarıda anlatıldığı gibi konumlanmıştır. Şimdi bir sonraki üçüncü periyodun atomlarının elektronik konfigürasyonlarını ele alalım. Sodyum uNa ile başlayarak ana kuantum sayısı n-3 olan üçüncü enerji seviyesi doldurulur. Üçüncü periyodun ilk sekiz elementinin atomları aşağıdaki elektronik konfigürasyona sahiptir: Şimdi dördüncü periyodun ilk atomu olan potasyum 19K'nın elektronik konfigürasyonunu ele alalım. İlk 18 elektron aşağıdaki yörüngeleri doldurur: ls12s22p63s23p6. Görünüşe göre; Potasyum atomunun on dokuzuncu elektronunun n = 3 ve 1 = 2'ye karşılık gelen 3d alt düzeyine düşmesi gerektiği. Ancak aslında potasyum atomunun değerlik elektronu 4s yörüngesinde yer almaktadır. 18. elementten sonra kabukların daha fazla doldurulması, ilk iki periyotta olduğu gibi aynı sırayla gerçekleşmez. Atomlardaki elektronlar Pauli ilkesine ve Hund kuralına göre, ancak enerjileri minimum olacak şekilde düzenlenmiştir. En az enerji ilkesi (bu ilkenin geliştirilmesine en büyük katkı yerli bilim adamı V.M. Klechkovsky tarafından yapılmıştır) - bir atomda, her elektron enerjisi minimum olacak şekilde yerleştirilir (bu, çekirdekle en büyük bağlantısına karşılık gelir) . Elektronun enerjisi esas olarak ana kuantum sayısı n ve ikincil kuantum sayısı / tarafından belirlenir, bu nedenle ilk olarak pi/ kuantum sayılarının değerlerinin toplamının en küçük olduğu alt seviyeler doldurulur. Örneğin, 4s alt seviyesindeki bir elektronun enerjisi 3d alt seviyesinden daha azdır, çünkü ilk durumda n+/=4+0=4 ve ikinci durumda n+/=3+2= 5; 5* alt düzeyinde (n+ /=5+0=5) enerji Ad'dakinden (l + /=4+ 4-2=6) daha azdır; 5p (l+/=5 +1 = 6) enerji 4/(l-f/= =4+3=7)'den azdır, vb. 1961'de ilk kez V.M. Klechkovsky şöyle genel bir pozisyon formüle etti: Elektronun temel durumda minimum olmayan bir seviyede yer alması olası anlam p, a s en düşük değer toplamlar n+/« İki alt düzey için pi/ değerlerinin toplamlarının eşit olması durumunda, önce daha küçük n değerine sahip olan alt düzey doldurulur. Örneğin, 3d, Ap, 5s alt düzeylerinde pi/ değerlerinin toplamı 5'tir. Bu durumda, doldurma, daha düşük l değerlerine sahip ilk alt seviyelerde meydana gelir, yani. 3dAp-5s, vb. Mendeleev'in periyodik element sisteminde, elektronlarla dolum seviyelerinin ve alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir (Şekil 1). 2.4). Elektronların atomlardaki dağılımı. Enerji seviyelerini ve alt seviyeleri elektronlarla doldurma şeması Sonuç olarak, en az enerji ilkesine göre, çoğu durumda bir elektronun "üstteki" seviyenin bir alt seviyesini işgal etmesi enerji açısından daha uygundur, ancak "alt" seviyenin alt seviyesi doldurulmadı: Bu nedenle dördüncü periyotta önce 4'lerin alt seviyesi doldurulur ve ancak bundan sonra 3d alt seviyesi doldurulur.
Elektronları kuantum hücreleri arasında dağıtırken aşağıdaki yönergeler izlenir:
Pauli prensibine göre: Bir atomun aynı değerde iki elektronu olamaz.
tüm kuantum sayılarının değerleri kümesi, yani bir atomik yörünge içeremez
ikiden fazla elektrona basın ve dönüş momentleri zıt olmalıdır
zıt
↓
Gösterim sistemi Genel görünümöyle görünüyor:
burada p ana sayıdır, ℓ yörünge kuantum sayısıdır; x elektron sayısıdır,
belirli bir kuantum durumunda. Örneğin, 4d3 girişi şöyle olabilir:
şu şekilde yorumlanır: üç elektron dördüncü enerjiyi işgal eder
Kayak seviyesi, d-alt seviyesi.
Enerji alt seviyelerinin gelişiminin doğası ilişkiyi belirler
elemanı bir veya başka bir elektronik aileye bağlar.
S elemanlarında harici s alt seviyesi oluşturulur, örneğin,
11 Hayır 1s2 2s2 2p6 3s1
P elemanlarında, harici p alt seviyesi oluşturulur, örneğin,
9 F 1s 2s2 2p5 .
S- ve p-aileleri periyodik tablonun ana alt gruplarının elemanlarını içerir.
tsy D.I.
D-elemanlarında, sondan bir önceki seviyenin d-alt seviyesi oluşturulur,
Örneğin,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
D-ailesi yan alt grupların elemanlarını içerir. Bu dizinin değerliliği
aileler son enerji seviyesinin s-elektronları ve d-elektronlarıdır
sondan bir önceki seviye.
F elemanlarında üçüncü dış seviyenin f-alt seviyesi inşa edilir,
Örneğin,
58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.
F-elektron ailesinin temsilcileri lantanitler ve aktinitlerdir.
Bir kuantum sayısı iki değer alabilir: Bu nedenle, bir atomun belirli bir değere sahip durumlarındaki elektronlardan fazlası olamaz:
Bant teorisinin temelleri
Bohr'un varsayımlarına göre, izole edilmiş bir atomda bir elektronun enerjisi kesinlikle ayrı değerler alabilir (ayrıca elektronun yörüngelerden birinde olduğunu da söylerler).
Birkaç atomun bir araya gelmesi durumunda Kimyasal bağ(örneğin bir molekülde), elektron yörüngeleri atom sayısıyla orantılı bir miktarda bölünerek moleküler yörüngeler olarak adlandırılır. Sistemde makroskobik bir kristalin daha da artmasıyla (atom sayısı 10 20'den fazladır), yörüngelerin sayısı çok artar ve komşu yörüngelerde bulunan elektronların enerjileri arasındaki fark buna bağlı olarak çok küçüktür, enerji seviyeler neredeyse sürekli olan ayrı kümelere, yani enerji bölgelerine bölünmüştür. 0 K sıcaklıkta tüm enerji durumlarının elektronlar tarafından işgal edildiği yarı iletkenlerde ve dielektriklerde izin verilen enerji bantlarının en yükseğine değerlik bandı, sonrakine ise iletim bandı denir. Metallerde iletim bandı, elektronların 0 K sıcaklıkta bulunduğu izin verilen en yüksek banttır.
Bant teorisi aşağıdaki ana yaklaşımlara dayanmaktadır:
1. Katı mükemmel periyodik bir kristaldir.
2. Düğümlerin denge konumları kristal kafes sabittir, yani atom çekirdeğinin hareketsiz olduğu kabul edilir (adyabatik yaklaşım). Fononlar olarak tanımlanabilecek denge pozisyonları etrafındaki atomların küçük titreşimleri, daha sonra elektronik enerji spektrumunun bir bozulması olarak ortaya çıkar.
3. Çok elektronlu problem tek elektronlu probleme indirgenmiştir: diğerlerinin hepsinin belirli bir elektron üzerindeki etkisi ortalama bir periyodik alanla tanımlanır.
Ferromanyetizma, süperiletkenlik ve eksitonların rol oynadığı durumlar gibi temel olarak çok elektronlu bir dizi olay, bant teorisi çerçevesinde tutarlı bir şekilde ele alınamaz. Aynı zamanda teori inşasına daha genel bir yaklaşımla sağlam Bant teorisinin birçok sonucunun başlangıçtaki önermelerden daha geniş olduğu ortaya çıktı.
Fotoiletkenlik.
Fotoiletkenlik- bir maddenin emilimi üzerine elektriksel iletkenliğinde değişiklik olması olgusu Elektromanyetik radyasyon Görünür, kızılötesi, ultraviyole veya x-ışını radyasyonu gibi.
Fotoiletkenlik yarı iletkenlerin karakteristik özelliğidir. Yarıiletkenlerin elektriksel iletkenliği, yük taşıyıcılarının bulunmaması nedeniyle sınırlıdır. Bir foton soğurulduğunda elektron valans bandından iletim bandına geçer. Sonuç olarak, bir çift yük taşıyıcısı oluşur: iletim bandında bir elektron ve değerlik bandında bir delik. Her iki yük taşıyıcısı da yarı iletkene voltaj uygulandığında bir elektrik akımı oluşturur.
İçsel bir yarı iletkende fotoiletkenlik uyarıldığında, foton enerjisinin bant aralığını aşması gerekir. Katkılı bir yarı iletkende, bir fotonun absorpsiyonuna, fotoiletkenliğin artmasına neden olan ışığın dalga boyunun artmasına izin veren, bant aralığında yer alan bir seviyeden bir geçiş eşlik edebilir. Bu durum kızılötesi radyasyonu tespit etmek için önemlidir. Yüksek fotoiletkenlik için bir koşul aynı zamanda doğrudan aralıklı yarı iletkenlerde gerçekleştirilen yüksek ışık emme oranıdır.
Kuantum fenomeni
37) Nükleer yapı ve radyoaktivite
Atom çekirdeği- kütlesinin büyük kısmının yoğunlaştığı atomun merkezi kısmı (% 99,9'dan fazla). Çekirdek pozitif yüklüdür; çekirdeğin yükü, atomun ait olduğu kimyasal element tarafından belirlenir. Çeşitli atomların çekirdeklerinin boyutları birkaç femtometredir; bu, atomun kendisinden 10 bin kat daha küçüktür.
Bir çekirdekteki proton sayısına yük numarası denir - bu sayı, atomun tabloda ait olduğu elementin atom numarasına eşittir ( Periyodik tablo Mendeleev'in unsurları). Çekirdekteki protonların sayısı, nötr bir atomun elektron kabuğunun yapısını ve dolayısıyla karşılık gelen elementin kimyasal özelliklerini belirler. Çekirdekteki nötron sayısına denir izotop numarası. Çekirdekler aynı numara protonlara ve farklı sayıdaki nötronlara izotop denir. Nötron sayıları aynı fakat proton sayıları farklı olan çekirdeklere izoton denir. İzotop ve izoton terimleri aynı zamanda bu çekirdekleri içeren atomları ifade etmek ve tek bir kimyasal elementin kimyasal olmayan çeşitlerini karakterize etmek için de kullanılır. Tam miktar Bir çekirdekteki nükleonlara kütle numarası () denir ve yaklaşık olarak eşittir ortalama ağırlık Periyodik tabloda belirtilen atom. Kütle numarası aynı fakat proton-nötron bileşimi farklı olan nüklidlere genellikle izobarlar denir.
Radyoaktif bozunma(lat. yarıçap"ışın" ve aktif“etkili”) - bileşimde kendiliğinden değişiklik (yük Z, kütle Numarası A) veya iç yapı temel parçacıklar, gama ışınları ve/veya nükleer parçalar yayarak kararsız atom çekirdekleri. Radyoaktif bozunma sürecine aynı zamanda denir radyoaktivite ve karşılık gelen çekirdekler (nüklitler, izotoplar ve kimyasal elementler) radyoaktiftir. Radyoaktif çekirdek içeren maddelere radyoaktif de denir.
Atomların kabukları veya katmanlarındaki elektronların enerji durumu ve düzeni, kuantum sayıları adı verilen ve genellikle n, l, s ve j simgeleriyle gösterilen dört sayıyla belirlenir; Kuantum sayıları süreksiz veya ayrık bir karaktere sahiptir; yani yalnızca bireysel, ayrık değerleri, tam sayıları veya yarı tam sayıları alabilirler.
Kuantum sayıları n, l, s ve j ile ilgili olarak aşağıdakileri de akılda tutmak gerekir:
1. Kuantum numarası n'ye asal denir; aynı elektron kabuğunun parçası olan tüm elektronlar için ortaktır; başka bir deyişle, atomun elektron kabuklarının her biri temel kuantum sayısının belirli bir değerine karşılık gelir, yani: K, L, M, N, O, P ve Q elektron kabukları için temel kuantum sayıları eşittir: Sırasıyla 1, 2, 3, 4, 5, 6 ve 7. Tek elektronlu bir atom (hidrojen atomu) durumunda, ana kuantum sayısı elektronun yörüngesini ve aynı zamanda enerjisini belirlemeye yarar. atom sabit durumdadır.
2. Kuantum numarası I'e ikincil veya yörünge denir ve elektronun atom çekirdeği etrafındaki dönüşünün neden olduğu açısal momentumu belirler. Yan kuantum sayısı 0, 1, 2, 3 değerlerine sahip olabilir. . . ve genel olarak s, p, d, f, sembolleriyle gösterilir. . . Aynı yan kuantum sayısına sahip elektronlar bir alt grup oluşturur veya sıklıkla söylendiği gibi aynı enerji alt seviyesindedir.
3. Kuantum sayısı s, elektronun kendi dönüşünden kaynaklanan açısal momentumunu (dönme açısal momentumu) belirlediği için genellikle dönüş sayısı olarak adlandırılır.
4. Kuantum sayısı j'ye iç denir ve l ve s vektörlerinin toplamı ile belirlenir.
Elektronların atomlardaki dağılımı(atom kabukları) da bazı olmalıdır Genel Hükümlerşunları belirtmeniz gerekir:
1. Bir atomun dört kuantum sayısının tamamında aynı değerlere sahip birden fazla elektrona sahip olamayacağı Pauli ilkesi, yani. aynı atomdaki iki elektron, en az bir kuantum numarası değerinde birbirinden farklı olmalıdır .
2. Bir atomun temel durumunda tüm elektronlarının en düşük enerji seviyelerinde olması gerektiğini öngören enerji ilkesi.
3. Kabuklardaki elektronların sınırlı sayısının 2n 2'yi geçemeyeceği, kabuklardaki elektron sayısı (sayı) ilkesi; burada n, belirli bir kabuğun ana kuantum sayısıdır. Belirli bir kabuktaki elektron sayısı bir sınır değere ulaşırsa kabuk dolar ve aşağıdaki elementlerde yeni bir elektron kabuğu oluşmaya başlar.
Söylenenlere uygun olarak aşağıdaki tablo şunları vermektedir: 1) elektronik mermilerin harf tanımları; 2) ana ve ikincil kuantum sayılarının karşılık gelen değerleri; 3) alt grupların sembolleri; 4) teorik olarak hesaplanmış en büyük sayı elektronlar hem bireysel alt gruplarda hem de bir bütün olarak kabuklarda bulunur. K, L ve M kabuklarında, deneyimlerle belirlenen elektron sayısı ve bunların alt gruplar arasındaki dağılımının teorik hesaplamalara tamamen karşılık geldiğini, ancak aşağıdaki kabuklarda önemli farklılıklar gözlendiğini belirtmek gerekir: f alt grubu yalnızca N kabuğunda sınırlayıcı bir değere ulaşır, bir sonraki kabukta azalır ve ardından f alt grubunun tamamı kaybolur.
|
Kabuk |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Alt grup |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Bir alt gruptaki elektron sayısı |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Kabuktaki elektron sayısı (2n 2) |
||||||||||||||||||||||||||||
Tablo, kabuklardaki elektron sayısını ve bunların alt gruplara göre dağılımını göstermektedir. kimyasal elementler Transuranik olanlar da dahil. Bu tablonun sayısal verileri çok dikkatli spektroskopik çalışmalar sonucunda oluşturulmuştur.
|
1. Dönem |
||||||||
|
2. periyot |
||||||||
|
3. periyot |
||||||||
|
4. periyot |
||||||||
|
5. periyot |
||||||||
|
6. periyot |
||||||||
|
7. periyot |
||||||||
_______________
Bir bilgi kaynağı: KISA FİZİKSEL VE TEKNİK KILAVUZ / Cilt 1, - M.: 1960.
Ders konusu: “Elektronların atomik yörüngeler arasındaki dağılımı”
Amaç: Elektronların yörüngelerdeki dağılımını incelemek
Eğitsel: geliştirme mantıksal düşünme Sebep-sonuç ilişkileri kurarak.
Eğitimsel: elektron bulutu, yörünge, atomik yörünge, yörüngelerin varoluş biçimleri, yörüngeleri doldurma kuralları gibi kavramları inceleyin.
Eleman konumu periyodik tabloözelliklerini belirler, seri numarası - atom çekirdeğinin yükünü, periyot numarasını - enerji seviyelerinin sayısını, grup numarasını - son enerji seviyesindeki elektron sayısını gösterir.
Elektronlar çekirdeğin etrafında enerji seviyelerine göre dağılır ve belirli atomik yörüngelerde hareket ederler.
Atomik yörünge, bir elektronun atom çekirdeğinin elektrik alanında bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölgedir.
Bir elementin ps cinsinden konumu, şekil ve boyut bakımından farklılık gösteren yörüngelerinin türünü belirler.
s-orbital
p-orbital
d-orbital
ilk periyodun elemanları bir es yörüngesi ile karakterize edilir, 2. periyodun elemanları için es yörüngesine bir p yörüngesi eklenir, 3. periyodun elemanları için a d görünür
Seviyelerin ve alt seviyelerin elektronlarla doldurulma sırası.
I. Kimyasal elementlerin atomlarının elektronik formülleri aşağıdaki sıradadır:
· Bir atomdaki toplam elektron sayısını D.I. Mendeleev'in tablosundaki element sayısına göre belirleriz;
· Periyot numarasına göre enerji seviyelerinin sayısını belirlemek gerekir;
· Seviyeler alt seviyelere ve yörüngelere bölünür ve uygun şekilde elektronlarla doldurulur. En az enerji prensibi
· Kolaylık sağlamak amacıyla, elektronlar N=2n2 formülü kullanılarak ve aşağıdakiler dikkate alınarak enerji seviyeleri arasında dağıtılabilir:
1. elementlerde ana alt gruplar(s-; p-elemanları) dış seviyedeki elektronların sayısı grup numarasına eşittir.
2. elementlerde yan alt gruplar genellikle dış düzeyde iki elektron (atomlar hariç) Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh dış düzeyde olan bir elektron, y Pd dış düzeyde sıfır elektronlar);
3. sondan bir önceki seviyedeki elektronların sayısı toplam sayısı Bir atomdaki elektronlar eksi diğer tüm seviyelerdeki elektronların sayısı.
II. Elektron doldurma sırası atomik yörüngeler azimli:
1.En az enerji prensibi
Enerji ölçeği:
III. Kimyasal element aileleri.
Atomlarının s-alt düzeyi elektronlarla dolu olan elementler harici s-elemanları. Bunlar ilk 2 ana alt grupları oluşturan her dönemin unsurları BEN Ve II gruplar.
Atomlarındaki p-alt düzeyi elektronlarla dolu olan elementler harici enerji düzeyi denir p-elemanları. Bunlar sonuncular 6 Her dönemin unsurları (hariç) BEN Ve VII), ana alt grupları oluşturan III-VIII gruplar.
D-alt seviyesinin doldurulduğu öğeler ikinci seviyenin dışına denir d-elementler. Bunlar eklenen onyılların unsurlarıdır IV, V, VI dönemler.
F-alt seviyesinin doldurulduğu öğeler üçüncü seviyenin dışına denir f elemanları. F elementleri lantanitleri ve aktinitleri içerir.