cart-icon Товаров: 0 Сумма: 0 руб.
г. Нижний Тагил
ул. Карла Маркса, 44
8 (902) 500-55-04

Заполнение энергетических уровней электронами – Seite nicht gefunden

Правила заполнения энергетических уровней

Распределение электронов по уровням происходит по общему правилу: электроны невозбужденного атома занимают состояния с наименьшей энергией и в соответствии с принципом Паули, который гласит: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел.

Совокупность электронов с одним и тем же n образуют слой. В каждом слое электроны с данным значением lобразуют оболочку. (Примечание: иногда в литературе слой называют «оболочкой», в этом случае электроны с однимlобразуют «подоболочку»).

главное квант. число - n

1

2

3

4

5

символ слоя

K

L

M

N

O

макс. число электронов в слое

2

8

18

32

50

орбитальное квант. число – l

0

0

1

0

1

2

0

1

2

3

символ

оболочки

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

макс. число электронов в оболочке

2

2

6

2

6

10

2

6

10

14

Заполнение по этому признаку идет до 18Ar (аргон). У следующих за ним атомов19К и20Са, заполняются оболочки 4s. Это связанно с тем, что из-за более сильного экранирования электронов оболочки 3d, оболочка 4sхарактеризуется более низкой энергией.

В целом заполнение слоев происходит по правилам Клечковского:

  1. От оболочек с меньшим значением суммы квантовых чисел (n+l) к оболочкам с большей суммой (n+l).

Пример:18Ar 3p (3+1) = 4

19К 3d (3+2) = 5

19К 4s(4+0) = 4 – реализуется.

20Са 4s(4+0) = 4,s– оболочка заполнена.

21Sc3d(3+2) = 5

4p ( 4+1) = 5 Какая из них реализуется?

  1. При одинаковом значении (n+l) – от оболочек с меньшим n к оболочкам с большим n.

Это значит в 21Sc (Sc- скандий) будет заполняться 3d оболочка.

У этих правил, есть исключения, например, лантан –57La, церий –58Cc и элементы 7–ой группы таблицы Менделеева.

Анализ хода заполнения оболочек у разных химических элементов показывает:

  1. Общее число электронов в атоме химического элемента, а следовательно и заряд ядра, равно порядковому номеру элемента в периодической таблице Менделеева.

  2. Число электронных слоев равно номеру периода, к которому относится элемент.

  3. Число электронов во внешнем слое равно номеру группы, занимаемой элементом в этой таблице.

studfiles.net

Заполнение атомных орбиталей электронами в многоэлектронном атоме

Распределение электронов в многоэлектронных атомах по энергетическим уровням и подуровням подчиняется следующим законам:

1. Принцип наименьшей энергии.

Электроны в атоме распределяются по орбиталям таким образом, что энергия атома оказывается наименьшей.

Каждой атомной орбитали отвечает определенная энергия. Порядок следования АО по энергии определяется двумя правилами Клечковского:

1) энергия электрона в основном определяется значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, поэтому сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n + l) меньше.

Например, можно было бы предположить, что 3d-подуровень по энергии ниже, чем 4s. Однако, согласно правилу Клечковского, энергия 4s-состояния меньше, чем 3d, так как для 4s сумма (n + l) = 4 + 0 = 4, а для 3d  (n + l) = 3 + 2 = 5.

2) В случае, если сумма (n + l) для двух подуровней одинакова (например, для 3d- и 4p-подуровней эта сумма равна 5), сначала заполняется электронами уровень с меньшим n. Поэтому формирование энергетических уровней атомов элементов четвертого периода происходит в такой последовательности: 4s  3d  4p. Например:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1, 31Ga 1s22s22p63s23p64s23d

104p1

Таким образом, с учетом правил Клечковского энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду

1s < 2s < 2p < 3 < 3p < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 4f 5d < 6p < 7s 5f 6d < 7p

Примечание. Знак ≤ означает, что энергии АО близки, так что здесь возможно нарушение правил Клечковского.

Пользуясь этим рядом, можно определить электронное строение любого атома. Для этого нужно последовательно добавлять и размещать на подуровнях и атомных орбиталях электроны. При этом необходимо учитывать принцип Паули и два правила Хунда.

3. Принцип Паули определяет емкость АО:

в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Иными словами, на одной АО, характеризуемой тремя квантовыми числами, может разместиться только два электрона с противоположными спинами, т.е. для одной АО можно записать два возможных варианта её заполнения:

одним электроном ↑ и двумя электронами ↓↑ .

При этом конкретное направление спина для одного электрона на орбитали не имеет значения, важно лишь, что спины для двух электронов на одной АО имеют противоположные знаки. Принцип Паули и взаимозависимость между значениями n, l, и m определяют максимально возможное количество электронов на орбитали, подуровне и уровне (табл. 2.4):

на одной АО 2 электрона;

на подуровне l 2(2l+1) электрона;

на уровне n 2n2 электронов.

Таблица 2.4

Распределение электронов

по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям

Энергетический уровень

Главное квантовоечисло

Энергетический

подуровень

Атомные

орбитали

Максимальное число электронов

подуровень

уровень

1

1

s (l = 0)

2

2

s (l = 0)

2

2

2

p (l = 1)

6

8

s (l = 0)

2

3

3

p (l = 1)

6

18

d (l =2)

10

4. Два правила Хунда описывают порядок заполнения электронами АО одного подуровня:

Первое правило: в данном подуровне электроны стремятся заполнять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы сумма их спинов по абсолютной величине была максимальна. При этом энергия системы минимальна.

Например, рассмотрим электронную конфигурацию атома углерода. Атомный номер этого элемента равен 6. Это означает, что в атоме 6 электронов и они расположены на 2-х энергетических уровнях (атом углерода находится во втором периоде), т.е. 1s

22s22p2. Графически 2р-подуровень можно изобразить тремя способами:

m 0 0 +1 0 1 0 0 +1 0 1 0 0 +1 0 1

а б в

Сумма спинов в варианте а равна нулю. В вариантах б и в сумма спинов равна: ½ +½ = 1 (два спаренных электрона в сумме всегда дают ноль, поэтому учитываем неспаренные электроны).

При выборе между вариантами б и в руководствуемся вторым правилом Хунда: минимальной энергией обладает состояние с максимальной (по абсолютной величине) суммой магнитных квантовых чисел.

В соответствии с правилом Гунда, преимуществом обладает вариант б (сумма |1+ 0| равна 1) , так как в варианте в сумма |+1–1| равна 0.

Определим, например, электронную формулу элемента ванадия (V). Так как его атомный номер Z = 23, то нужно разместить на подуровнях и уровнях (их четыре, так как ванадий находится в четвертом периоде) 23 электрона. Последовательно заполняем: 1s22

s22p63s23p64s23d3 (подчеркнуты незаконченные уровни и подуровни). Размещение электронов на 3d –АО по правилу Гунда будет:

m +2 +1 0 1 2

3d

Для селена (Z = 34) полная электронная формула: 1s22s22p63s23p63d104s24p4, незаконченным является четвёртый уровень.

Заполнение этого подуровня по правилу Гунда: 4p

Особую роль в химии играют электроны последних незаполненных уровней и подуровней, которые называются валентными (в формулах V, Se – подчеркнуты). Например, у ванадия это электроны незаполненного четвертого уровня 4s2 и незаполненного подуровня 3d3, т.е. валентными будет 5 электронов 4s23d3; у селена 6 электронов  4s24p4.

По названию последнего заполняемого подуровня элементы называются s-элементами, р-элементами, d-элементами и f-элементами.

Найденные по описанным правилам формулы валентных электронов называются каноническими. В действительности реальные формулы, определяемые из эксперимента или квантовомеханическим расчетом, несколько отличаются от канонических, т.к. правила Клечковского, принцип Паули и правила Гунда иногда нарушаются. Причины этих нарушений рассмотрены ниже.

Пример 1. Записать электронную формулу атома элемента с атомным номером 16. Валентные электроны изобразить графически и один из них охарактеризовать квантовыми числами.

Решение. Атомный номер 16 имеет атом серы. Следовательно, заряд ядра равен 16, в целом атом серы содержит 16 электронов. Электронная формула атома серы записывается: 1s22s22p63s23p4 . (Подчеркнуты валентные электроны).

Графическая формула валентных электронов:

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Электронная формула дает значения главного квантового числа и орбитального квантового числа. Так, для отмеченного электрона состояние 3p означает, что n = 3 и l = 1(р). Графическая формула дает значение еще двух квантовых чисел  магнитного и спинового. Для отмеченного электрона m = 1 и s = 1/2.

Пример 2. Охарактеризовать валентные электроны атома скандия четырьмя квантовыми числами.

Решение. Скандий находится в 4-м периоде, т.е. последний квантовый слой  четвертый, в 3-й группе, т.е. три валентных электрона.

Электронная формула валентных электронов: 4s23d1.

Графическая формула:

m 0 +2 +1 0 1 2

№ электрона 1 2 3

Значения квантовых чисел валентных электронов Sc

№ ē

1

2

3

n

4

4

3

l

0

0

2

m

0

0

2

s

½

½

½

studfiles.net

План-конспект занятия по химии (11 класс) по теме: Заполнение энергетических уровней электронами

Мастер класс на тему: «Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов».

Цель занятия: Рассмотреть варианты более быстрой формы записи краткой электронной конфигурации атома.

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами ↑↓ . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Для записи электронной конфигурации атома можно применить несколько способов.

Первый способ:

Для выбранного элемента по его местоположению в периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева можно записать матрицу строения электронной оболочки атома, соответствующую данному периоду.

Например, элемент иод: 12753I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f 

По таблице, последовательно переходя от элемента к элементу, можно заполнить матрицу в соответствии с порядковым номером элемента и порядком заполнения подуровней:

12753I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p55d05f0 

Но, подуровни заполняются в последовательности s-f-d-p, и при  использовании данного способа мы не наблюдаем поочерёдности в заполнении  электронных оболочек.

Второй способ:

Можно рассмотреть порядок заполнения уровней и подуровней электронами, используя понятия основного принципа - принципа наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.

Т.е. основываясь на Запрете Паули, Правилах Хунда и Клечковского

Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)

Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.

Правила Клечковского: А) Заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, обладающими самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания n+l;

Б) Если для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй- требует время для построения таблицы.

Таблица № 2

Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов.

Квантовые числа

Сумма квантовых чисел

n + l

Заполняемая орбиталь

n

l

1

0

1

1s

2

0

1

2

3

2s

2p

3

0

1

2

3

4

5

3s

3p

3d

4

0

1

2

3

4

5

6

7

4s

4p

4d

4f

5

0

1

2

3

5

6

7

8

5s

5p

5d

5f

6

0

1

2

6

7

8

6s

6p

6d

7

0

1

7

8

7s

7p

При распределении электронов в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s

Следовательно, для атома калия распределение электронов по орбиталям (электронно-графическая формула) имеет вид

Скандий относится к d-элементам, и его атом характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям:

Исходя из правила Клечковского мы видим порядок последовательного заполнения подуровней. Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй - требует время для построения таблицы. Поэтому я вам предлагаю более приемлемые варианты последовательного заполнения орбиталей.

Первый способ: Электроны легко можно распределить по подуровням исходя из некоторых правил. Во первых нужна цветная таблица. Представим каждый элемент как один новый электрон, Каждый период – это соответствующий уровень, s.p-электроны всегда в своём периоде, d-электроны на уровень ниже (3 d-электроны в гостях в 4-ом периоде), f-электроны на 2 уровня ниже. Просто берём таблицу и читаем исходя из цвета элемента, у s, p- элементов номер уровня соответствует номеру периода, если доходим до d-элемента пишем уровень на один меньше, чем номер периода, в котором этот элемент находится (если элемент в 4-м периоде, следовательно, 3 d). Также поступаем и с f-элементом, только уровень указываем меньше чем номер периода на 2 значения (если элемент в 6-м периоде, следовательно, 4 f).

Второй способ: Нужно отобразить все подуровни в виде одной клеточки, и уровни расположить друг под другом симметрично подуровень под подуровнем. В каждой ячейке написать максимальное количество электронов данного подуровня. И последним этапом нанизать подуровни по диагонали (от верхнего уголка к нижнему) стрелой. Считывать подуровни сверху вниз в сторону кончика стрелы, до количества электронов нужного атома.

                           1 S

2

2S

2P

2

6

3S

3P

3d

2

6

10

4S

4P

4d

4f

2

6

10

14

5S

5P

5d

5f

2

6

10

14

6S

6P

6d

2

6

10

7S

7P

2

6

Приятной Вам работы!

nsportal.ru

Заполнение энергетических уровней электронами | ProfHelp.net: профессиональная помощь в учебно-методических вопросах

Мастер класс на тему: «Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов».
Цель занятия: Рассмотреть варианты более быстрой формы записи краткой электронной конфигурации атома.

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
Для записи электронной конфигурации атома можно применить несколько способов.
Первый способ:
Для выбранного элемента по его местоположению в периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева можно записать матрицу строения электронной оболочки атома, соответствующую данному периоду.
Например, элемент иод: 12753I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f
По таблице, последовательно переходя от элемента к элементу, можно заполнить матрицу в соответствии с порядковым номером элемента и порядком заполнения подуровней:

12753I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p55d05f0

Но, подуровни заполняются в последовательности s-f-d-p, и при использовании данного способа мы не наблюдаем поочерёдности в заполнении электронных оболочек.
Второй способ:
Можно рассмотреть порядок заполнения уровней и подуровней электронами, используя понятия основного принципа - принципа наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
Т.е. основываясь на Запрете Паули, Правилах Хунда и Клечковского
Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)
Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.
Правила Клечковского: А) Заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, обладающими самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания n+l;

Б) Если для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй- требует время для построения таблицы.
Таб

profhelp.net

Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах.

Порядок заполнения опр-ся принципом Пауля и правилами Клечковского

Принцип Паули: в атоме не м. б. двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

1 правило Клечковского: заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального чисел.2. правило Клечковского: при равенстве суммы, заполнение идёт от меньшего значения главного квантового числа к большему.n+1

1s 1+0=1 5s 5+0=5

2s 2+0=2 5p 5+1=6

2p 2+1=3 5d 5+2=7

3s 3+0=3 5f 5+3=8

3p 3+1=4 5g 5+4=9

3d 3+2=5 6s 6+0=6

4s 4+0=4 6p 6+1=7

4p 4+1=5 6d 6+2=8

4d 4+2=6 7s 7+0=7

4f 4+3=7 7p 7+1=8

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146dискл. Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au

2.8. S, p, d, f- электронные семейства.В зависимости от заполнения подуровня элементы делятся на S, p, d, f- элементы. S-элементами наз-ся элементы, у g происходит заполнение последнего энергетического уровня S – подуровня (первые 2 элемента каждого периода в ПС – это элементы главных подгрупп І и 2 группы). p- элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение последнего энергетического уровня р-подуровня (последние 6 элементов каждого периода – это элементы главных подгрупп 3-8 групп)d – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение второго снаружи уровня d – подуровня (элементы вставных декад – это элементы побоч ных подгрупп). f – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение третьего снаружи уровня f – подуровня (лантанойды и актинойды).

2.7. Правила Хунда и Клечковского.Правило Хунда: наиболее устойчивому распределению электронов, в пределах энергетического подуровня, соответствует значение суммарного спина.1 правило Клечковского: заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального чисел.2. правило Клечковского: при равенстве суммы, заполнение идёт от меньшего значения главного квантового числа к большему.

n+1

1s 1+0=1 5s 5+0=5

2s 2+0=2 5p 5+1=6

2p 2+1=3 5d 5+2=7

3s 3+0=3 5f 5+3=8

3p 3+1=4 5g 5+4=9

3d 3+2=5 6s 6+0=6

4s 4+0=4 6p 6+1=7

4p 4+1=5 6d 6+2=8

4d 4+2=6 7s 7+0=7

4f 4+3=7 7p 7+1=8

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d искл. Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Максимальное количество электронов в оболочке можно получить суммирова­нием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметическую прогрессию (суммирование идет по / = от 0 до (п — 1):

Энергети- Энергети- Возможные значе- Число Максимальное
ческий ческий под- ния магнитного орбиталей число электронов
уровень уровень квантового числа т в под­уровне в уровне на под уровне на уровне
K(п = 1) s(l = 0)
L(п = 2) s (l = 0) р(l = 1) 1 3 , 6
  s (l = 0)    
М (п = 3) р(l = 1) -1,0, +1
  d (l = 2) -2, -1, 0, +1, +2    
  s (l = 0)    
N (п = 4) р(l = 1) d (l = 2) f (l = 3) -1,0, +1 -2, -1,0,+1,+2 3 5   б 10
    -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3    

 



 

3.1 Периодический закон.

Менделеев формулировал периодический закон следующимобразом (1869 г.):свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элемен­тов.Современная формулировка периодического закона гласит: строение и свойств элементное и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Периодичность свойств химических

Элементов.

Изменение свойств химических элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и том же напра­влении, а имеет периодический характер.

Сродство атома к электрону

Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении элек­трона к атому, иону, радикалу или молекуле в газовой фазе при T = 0 K без передачи частице кинетической энергии, называется сродством атома к элек­трону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в элёктрон вольтах и обозначается Ее. Сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ. кислорода — 1,47 эВ, фтора — 3,52 эВ.

3.4 ЭлектроотрицательностьДля оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности, обозначаемой греческой буквой X.Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притя­гивает он общую электронную пару. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом,чем более типичным металлом является элемент, тем ниже электроотрицательность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалент-ной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрическо­го заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного. B результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд; эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле.



3.5 Энергией ионизации называется энергия, необходимая для удаления электро­на из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии.Обозначают энер­гию ионизации символом Еи, выражают в Дж, кДж или электрон-вольтах (эВ). 1 эВ — энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 B (1 эВ = 96,5 кДж/моль).потенциалом ионизации называетсянаименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации ато­мов, и выража­ется в вольтах.

 

 

4.1. Метод валентных связей. (м. в. с.) В основу м. в. с. лежит исследования англ-их учёных Гейтлера и Лондона. Их исследования проводились на атоме Н.Образовалась общая электронная пара, ¡ принадлежит обоим атомам.В основе м. в. с. лежат следующие положения: 1. ковалентная хим-ая связь образуется 2 электронами, с противоположенно направленными спинами. 2. ковалентная связь тем плонтее, чем в большей степени происходит перекрытие электронных облаков. 4.2. Обменный и донорно – акцепторный механизм образования химической связи.Атом предоставляющий электрону пару является донором, принимающий – акцептором. Атом предоставляющую электронную пару является донором, принимающий – акцептором. 4.3 Основные харак-ки хим-ой связи. 1. длина.связи L опр-ет расстояние м/у ядрами взаимодействующих атомов. 2. кратность связи – опр-ся кол-вом электронных пар, связывающим 2 атома. 3. направленность. δ, π

Если область перекрывания лежит на прямой, соединяющей взаимодействующие ядра атомов – это δ связь. Если обл. перекрыв. лежит выше или ниже прямой, соед-щий ядра атомов, это π связь. 4. дипольный момент. Если мелекула обр. атомами одного эл-та, то они будут в одинаковой степени притягивать общ. электроную пару. 5. энергия связи – это энергия, γ выделяется при образовании молекулы из одиноч. атомов. 4.4. Энергия ионизации и сродства к электрону.

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону.

4.5. Электроотрицательностьопр. в какой степени общая электр. пара смещается к тому или иному атому. Электроотриц. рассчитывается по сумме энергии ионизации и сродства к электрону. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону. самый электроотриц. элемент – это фтор.

cyberpedia.su

Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1) принцип наименьшей энергии;

2) правило Клечковского;

3) принцип запрета Паули;

4) правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии:максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Следовательно, в соответствии с данным принципом электроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд (рис. 2.4.): 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.

Например:

 

Подуровни 3d 4s 4p
n
l
n+l

Порядок заполнения: 4s, 3d, 4p.

Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt (это явление будет рассмотрено позднее).

Принцип запрета Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

Согласно этому принципу, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел n, l и ml, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно ms=+ и ms=­­ – , т.е. спины которых противоположно направлены.Это можно символически представить следующей схемой .



Заполнение и не допускается.

Принцип запрета Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) может быть лишь два электрона, на p – подуровне (три орбитали) – шесть, на d подуровне (пять орбиталей) – десять, на f – подуровне (семь орбиталей) – четырнадцать электронов. Вообще, максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n2, емкость энергетического уровня составляет 2n2 электронов, где n – соответствующее значение главного квантового числа.

Правило Гунда:устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1s22s22p2. Возможны три варианта:

а) б) в)

1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p

∑ms= ∑ms =+ ∑ms=0

Во всех вариантах спиновое число 1s2 и 2s2 – электронов равно 0 (спины электронов антипараллельны в каждой энергетической ячейке). Суммарное спиновое число p – электронов в вариантах a), в) равно нулю (∑ms =0), в варианте (б) ∑ms=1. В соответствии с правилом Гунда реализуется только вариант (б).

Другими словами: заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

megaobuchalka.ru

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Поиск Лекций

Квантовые числа

Поведение электрона в атоме описывают четырьмя квантовыми числами: главным n, орбитальным l, магнитным ml, и спиновым ms.

Главное квантовое число n описывает энергию электрона на энергетическом уровне и размер атомной орбитали.

Энергия электрона на орбитали квантована, т.е. принимает определенные дискретные значения: n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,…, ∞.

Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:

Значение n : 1 2 3 4 5 6 7.

Обозначение : K,L,M,N,O,P,Q.

При переходе электрона с уровня на уровень выделяются или поглощаются кванты энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.

Физический смысл значений n.

В электромагнитном поле энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни. Согласно квантово – механическим расчётам, электронные орбитали отличаются не только размерами, но и формой.

Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали и энергию электрона на энергетическом подуровне.

Состояние электрона в атоме, с определенным значением l называют энергетическим подуровнем электрона в атоме.

l квантуется, т.е. изменяется только целочисленно, принимая значения от 0 до (n-1), всего n значений.

Энергетические подуровни обозначают буквами:

значение l : 0 1 2 3 4 5

обозначение подуровня : s p d f g h.

Количество подуровней равно номеру уровня:

№ уровня n l Количество подуровней Обозначение подуровней в уровне
1s
0, 1 2s, 2p
0, 1, 2 3s, 3p, 3d
0, 1, 2, 3 4s, 4p, 4d, 4f

Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s–электронами. s–орбитали имеют сферическую форму.

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p–электронами. Орбитали имеют «гантелеобразную» форму (объемной восьмерки).

Электроны с l=2 называют d–электронами. Орбитали имеют форму сложной «четырех–лепестковой» фигуры.

Электроны с l=3 получили название f – электронов.

В одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней возрастает в ряду ES<EP<Ed<Ef.

 

Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали и связано с числом l, квантуется и принимает целочисленные значения, от –l, …, 0, …, +l.

Количество значений ml равно 2l+1. Это количество орбиталей с данным значением l, т.е. количество энергетических состояний, в которых могут находиться электроны данного подуровня.

Внешнее электромагнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. Наблюдается расщепление атомных спектральных линий.

Определим число состояний (орбиталей) электронов в соответствующем подуровне:

  Подуровень l ml Количество орбиталей с данным l
s p d f   -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0 ,+1, +2,+3 2l+1

Общее число состояний электрона (орбиталей) на уровне равно n2.

Совокупность положений электрона в атоме, которые характеризуются определёнными значениями квантовых чисел n, l и ml: называют атомной орбиталью. Условно атомную орбиталь (АО) обозначают в виде клеточки (энергетической или квантовой ячейки) – □. Соответственно, для s – подуровня одна АО – □, для p – подуровня три АО – □□□, для d – подуровня пять АО – □□□□□, для f – подуровня семь АО – □□□□□□□.

Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что, кроме различия размеров, формы и расположения орбиталей в пространстве относительно друг друга, электроны различаются спином. Упрощенно спин можно представить как собственный магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси (от англ. spin – веретено).

Спиновое квантовое число msхарактеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси.

ms =± .

Знаки «+» и «–» соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки. Электроны с разными спинами называют спаренными или антипараллельными и обозначают противоположно направленными стрелками ↑↓. Неспаренный электрон изображают одной стрелкой (↑или↓).

Состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, ml и ms

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Последовательность заполнения определяют:

1) принцип наименьшей энергии;

2) правило Клечковского;

3) принцип Паули;

4) правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии: максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Эдлектроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского:

При увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.

Например:

кв.число подуровеньь 3d 4s 4p
n
l
n+l

 

Порядок заполнения: 4s, 3d, 4p.

Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt.

Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

Согласно этому принципу, на одной орбитали, с определенными значениями трех квантовых чисел n, l и ml, могут находиться только 2 электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно ms=+ и ms=­­– , т.е. спины которых противоположно направлены. Это можно символически представить следующей схемой .

Принцип Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) – 2 электрона, на p – подуровне (три орбитали) – 6,

на d – подуровне (пять орбиталей) – 10,

на f – подуровне (семь орбиталей) – 14. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n2, емкость энергетического уровня составляет 2n2 электронов, где n –главное квантовое число.

 

 

Правило Гунда: устойчивому (основному, невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1s22s22p2. Возможны три варианта:

а) б) в)

В соответствии с правилом Гунда реализуется только вариант (б)

Заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Рекомендуемые страницы:

Поиск по сайту

poisk-ru.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *